El peso molecular es uno de los conceptos básicos de la química moderna. Su introducción fue posible después de la justificación científica de la declaración de Avogadro de que muchas sustancias consisten en las partículas más pequeñas, moléculas, cada una de las cuales, a su vez, consta de átomos. La ciencia debe gran parte de este juicio al químico italiano Amadeo Avogadro, quien comprobó científicamente la estructura molecular de las sustancias y le dio a la química muchos de los conceptos y leyes más importantes.
Unidades de masa de los elementos
Inicialmente, el átomo de hidrógeno se tomó como la unidad básica de masa atómica y molecular como el más ligero de los elementos del universo. Pero las masas atómicas se calcularon principalmente sobre la base de sus compuestos de oxígeno, por lo que se decidió elegir un nuevo estándar para determinar las masas atómicas. La masa atómica del oxígeno se tomó igual a 15, la masa atómica de la sustancia más ligera de la Tierra, el hidrógeno, - 1. En 1961, el sistema de oxígeno para determinar el peso fue generalmente aceptado, pero creó ciertos inconvenientes.
En 1961, se adoptó una nueva escala de masas atómicas relativas, cuyo estándar era el isótopo de carbono 12 C. La unidad de masa atómica (a.m.u. abreviada) es 1/12 de la masa de este estándar. En la actualidad, la masa atómica se refiere a la masa de un átomo, que debe expresarse en a.m.u.
Masa de moléculas
La masa de una molécula de cualquier sustancia es igual a la suma de las masas de todos los átomos que forman esa molécula. El hidrógeno tiene el peso molecular más ligero de un gas, su compuesto se escribe como H 2 y tiene un valor cercano a dos. La molécula de agua consta de un átomo de oxígeno y dos átomos de hidrógeno. Por tanto, su peso molecular es 15,994 + 2*1,0079=18,0152 a.m.u. Los compuestos orgánicos complejos (proteínas y aminoácidos) tienen los pesos moleculares más altos. El peso molecular de una unidad estructural de proteína oscila entre 600 y 10 6 y más, dependiendo del número de cadenas peptídicas en esta estructura macromolecular.
lunar
Simultáneamente con las unidades estándar de masa y volumen en química, se utiliza una unidad de sistema muy especial: el mol.
Un mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas unidades estructurales (iones, átomos, moléculas, electrones) como hay en 12 gramos del isótopo 12C.
Al aplicar la medida de la cantidad de una sustancia, es necesario indicar a qué unidades estructurales se refiere. Como se desprende del concepto de "mol", en cada caso individual debe indicarse exactamente qué unidades estructurales están en cuestión, por ejemplo, un mol de iones H +, un mol de moléculas H 2, etc.
Peso molar y molecular
La masa de una cantidad de una sustancia en 1 mol se mide en g/mol y se denomina masa molar. La relación entre la masa molecular y molar se puede escribir como una ecuación
ν = k × m/M, donde k es el coeficiente de proporcionalidad.
Es fácil decir que para cualquier razón el coeficiente de proporcionalidad será igual a uno. En efecto, el isótopo de carbono tiene una masa molecular relativa de 12 uma y, según la definición, la masa molar de esta sustancia es de 12 g/mol. La relación entre el peso molecular y el molar es 1. De esto podemos concluir que los pesos molar y molecular tienen los mismos valores numéricos.
Volúmenes de gas
Como sabes, todas las sustancias que nos rodean pueden estar en estado de agregación sólido, líquido o gaseoso. Para sólidos, la medida base más común es la masa; para sólidos y líquidos, el volumen. Esto se debe a que los sólidos conservan su forma y dimensiones finales, las sustancias líquidas y gaseosas no tienen dimensiones finitas. La peculiaridad de cualquier gas es que entre sus unidades estructurales (moléculas, átomos, iones) la distancia es muchas veces mayor que las mismas distancias en líquidos o sólidos. Por ejemplo, un mol de agua en condiciones normales ocupa un volumen de 18 ml; aproximadamente la misma cantidad cabe en una cucharada. El volumen de un mol de sal de mesa finamente cristalina es de 58,5 ml, y el volumen de 1 mol de azúcar es 20 veces mayor que un mol de agua. Se requiere aún más espacio para los gases. Un mol de nitrógeno en condiciones normales ocupa un volumen 1240 veces mayor que un mol de agua.
Por lo tanto, los volúmenes de sustancias gaseosas difieren significativamente de los volúmenes de líquidos y sólidos. Esto se debe a la diferencia de distancias entre las moléculas de sustancias en diferentes estados agregados.
Condiciones normales
El estado de cualquier gas depende en gran medida de la temperatura y la presión. Por ejemplo, el nitrógeno a una temperatura de 20 ° C ocupa un volumen de 24 litros, y a 100 ° C a la misma presión, 30,6 litros. Los químicos tuvieron en cuenta esta dependencia, por lo que se decidió reducir todas las operaciones y mediciones con sustancias gaseosas a condiciones normales. En todo el mundo, los parámetros de las condiciones normales son los mismos. Para los productos químicos gaseosos, estos son:
- Temperatura a 0°C.
- Presión a 101,3 kPa.
Para condiciones normales, se acepta una abreviatura especial - n.o. A veces, esta designación no está escrita en tareas, entonces debe volver a leer cuidadosamente las condiciones del problema y llevar los parámetros de gas dados a condiciones normales.
Cálculo del volumen de 1 mol de gas.
Como ejemplo, es fácil calcular un mol de cualquier gas, como el nitrógeno. Para hacer esto, primero debe encontrar el valor de su peso molecular relativo:
METRO (N 2)= 2×14=28.
Dado que la masa molecular relativa de una sustancia es numéricamente igual a la masa molar, entonces M(N 2) \u003d 28 g / mol.
Empíricamente, se encontró que en condiciones normales, la densidad del nitrógeno es de 1,25 g/litro.
Sustituyamos este valor en la fórmula estándar conocida del curso de física de la escuela, donde:
- V es el volumen de gas;
- m es la masa de gas;
- ρ es la densidad del gas.
Obtenemos que el volumen molar de nitrógeno en condiciones normales
V (N 2) \u003d 25 g / mol: 1,25 g / litro \u003d 22,4 l / mol.
Resulta que un mol de nitrógeno ocupa 22,4 litros.
Si realiza esta operación con todas las sustancias gaseosas existentes, puede llegar a una conclusión sorprendente: el volumen de cualquier gas en condiciones normales es de 22,4 litros. Independientemente de qué tipo de gas estemos hablando, cuál sea su estructura y características físico-químicas, un mol de este gas ocupará un volumen de 22,4 litros.
El volumen molar de un gas es una de las constantes más importantes en química. Esta constante permite resolver muchos problemas químicos asociados con la medición de las propiedades de los gases en condiciones normales.
Resultados
El peso molecular de las sustancias gaseosas es importante para determinar la cantidad de una sustancia. Y si el investigador conoce la cantidad de sustancia de un gas en particular, puede determinar la masa o el volumen de dicho gas. Para la misma porción de una sustancia gaseosa, se cumplen simultáneamente las siguientes condiciones:
ν = metro/ METRO ν= V/ V metro.
Si quitamos la constante ν, podemos igualar estas dos expresiones:
Entonces puede calcular la masa de una porción de la sustancia y su volumen, y se conoce el peso molecular de la sustancia bajo estudio. Al aplicar esta fórmula, la relación volumen-masa se puede calcular fácilmente. Al reducir esta fórmula a la forma M = m V m / V, se conocerá la masa molar del compuesto deseado. Para calcular este valor, basta con conocer la masa y el volumen del gas en estudio.
Debe recordarse que es imposible una correspondencia estricta entre el peso molecular real de una sustancia y el encontrado por la fórmula. Cualquier gas contiene muchas impurezas y aditivos que provocan ciertos cambios en su estructura y afectan la determinación de su masa. Pero estas fluctuaciones hacen cambios al tercer o cuarto dígito después del punto decimal en el resultado encontrado. Por lo tanto, para tareas escolares y experimentos, los resultados encontrados son bastante plausibles.
DEFINICIÓN
La relación entre la masa (m) de una sustancia y su cantidad (n) se llama masa molar de la sustancia:
La masa molar generalmente se expresa en g/mol, más raramente en kg/kmol. Dado que un mol de cualquier sustancia contiene el mismo número de unidades estructurales, la masa molar de la sustancia es proporcional a la masa de la unidad estructural correspondiente, es decir masa atómica relativa de una sustancia dada (M r):
donde κ es el coeficiente de proporcionalidad, el mismo para todas las sustancias. El peso molecular relativo es una cantidad adimensional. Se calcula utilizando las masas atómicas relativas de los elementos químicos indicados en el Sistema Periódico de D.I. Mendeleev.
La masa atómica relativa del nitrógeno atómico es 14,0067 uma. Su peso molecular relativo será 14.0064, y la masa molar será:
M(N) = M r (N) × 1 mol = 14,0067 g/mol.
Se sabe que la molécula de nitrógeno es diatómica - N 2, entonces la masa atómica relativa de la molécula de nitrógeno será igual a:
A r (N 2) = 14,0067 × 2 = 28,0134 uma
El peso molecular relativo de una molécula de nitrógeno será 28,0134, y la masa molar:
M(N 2) \u003d M r (N 2) × 1 mol \u003d 28.0134 g / mol o simplemente 28 g / mol.
El nitrógeno es un gas incoloro que no tiene olor ni sabor (la estructura atómica se muestra en la Fig. 1), poco soluble en agua y otros solventes con puntos de fusión (-210 o C) y puntos de ebullición (-195.8 o C) muy bajos. .
Arroz. 1. La estructura del átomo de nitrógeno.
Se sabe que en la naturaleza el nitrógeno puede estar en forma de dos isótopos 14 N (99,635%) y 15 N (0,365%). Estos isótopos se caracterizan por un contenido diferente de neutrones en el núcleo de un átomo y, por tanto, por su masa molar. En el primer caso, será igual a 14 g / mol, y en el segundo, 15 g / mol.
El peso molecular de una sustancia en estado gaseoso se puede determinar utilizando el concepto de su volumen molar. Para hacer esto, encuentre el volumen ocupado en condiciones normales por cierta masa de una sustancia dada, y luego calcule la masa de 22.4 litros de esta sustancia en las mismas condiciones.
Para lograr este objetivo (cálculo de la masa molar), es posible utilizar la ecuación de estado de un gas ideal (la ecuación de Mendeleev-Clapeyron):
donde p es la presión del gas (Pa), V es el volumen del gas (m 3), m es la masa de la sustancia (g), M es la masa molar de la sustancia (g/mol), T es la temperatura absoluta (K), R es la constante universal de los gases igual a 8.314 J / (mol × K).
Ejemplos de resolución de problemas
EJEMPLO 1
EJEMPLO 2
| La tarea | Calcular el volumen de nitrógeno (condiciones normales) que puede reaccionar con magnesio que pesa 36 g. |
| Solución | Escribimos la ecuación de reacción para la interacción química del magnesio con el nitrógeno: V eq1 y V eq2 - volúmenes molares de sus equivalentes. Usando las leyes estequiométricas consideradas, es posible resolver una amplia gama de problemas. A continuación se dan ejemplos de cómo resolver una serie de tareas típicas. 3.3 Preguntas para el autocontrol1. ¿Qué es la estequiometría? 2. ¿Qué leyes estequiométricas conoces? 3. ¿Cómo se formula la ley de conservación de la masa de las sustancias? 4. ¿Cómo explicar la validez de la ley de conservación de la masa de las sustancias sobre la base de la teoría atómico-molecular? 5. ¿Cómo se formula la ley de constancia de composición? 6. Formular la ley de las razones volumétricas simples. 7. ¿Cómo se formula la ley de Avogadro? 8. Formular las consecuencias de la ley de Avogadro. 9. ¿Qué es el volumen molar? ¿A qué es igual? 10. ¿Cuál es la densidad relativa de los gases? 11. ¿Cómo, conociendo la densidad relativa de un gas, se puede determinar su masa molar? 12. ¿Qué parámetros caracterizan el estado gaseoso? 13. ¿Qué unidades de masa, volumen, presión y temperatura conoces? 14. ¿Cuál es la diferencia entre las escalas de temperatura Celsius y Kelvin? 15. ¿Qué condiciones del estado gaseoso se consideran normales? 16. ¿Cómo se puede llevar el volumen de gas a condiciones normales? 17. ¿Cómo se llama el equivalente de una sustancia? 18. ¿Cuál es la masa molar del equivalente? 19. ¿Cómo se determina el factor de equivalencia para a) óxido, b) ácidos, c) bases, d) sales? 20. ¿Qué fórmulas se pueden usar para calcular el equivalente de a) óxido, b) ácido, c) base, d) sal? 21. ¿Qué fórmulas se pueden usar para calcular las masas molares de los equivalentes de a) óxido, b) ácido, c) base, d) sal? 22. ¿Cuál es el volumen molar del equivalente? 23. ¿Cómo se formula la ley de los equivalentes? 24. ¿Qué fórmulas pueden expresar la ley de los equivalentes? 3.4. Pruebas de autocontrol sobre el tema "Equivalente" Opción 11. En las mismas condiciones, se toman volúmenes iguales de O 2 y C1 2. ¿Cuál es la relación de masa de ambos gases? 1) metro(O2) > metro(Cl 2), 2) metro(O2)< metro(Cl 2), 3) metro(O2) = metro(Cl2). 2. ¿Cuál es el valor de la densidad relativa del oxígeno con respecto al hidrógeno? 1) 32, 2) 8, 3) 16, 4) 64. 3. ¿Cuántos moles de equivalentes de ácido sulfúrico están contenidos en 1 mol de moléculas de esta sustancia que participan en la reacción de neutralización completa? 1) 2, 2) 1, 3) 1/2, 4) 1/6, 5) 1/4. 4. ¿Cuál es el equivalente de cloruro de hierro (III) en la reacción FeCl 3 + 3NaOH \u003d Fe (OH) 3 + 3NaC1? 1) 1/2, 2) 1, 3) 1/3, 4) 1/4, 5) 1/6. 5. ¿Cuál es la masa de zinc en gramos, que se debe tomar para liberar hidrógeno con un volumen de 5,6 litros durante la reacción con ácido? 1) 65, 2) 32,5, 3) 16,25, 4) 3,25. Consulte la página 26 para obtener respuestas. opcion 21. Volúmenes iguales mezclados de hidrógeno y cloro. ¿Cómo cambiará el volumen de la mezcla después de la reacción? 1) aumentará 2 veces 2) disminuirá 2 veces 3) no cambiará.2. La masa de un gas con un volumen de 2,24 litros (en condiciones normales) es de 2,8 g ¿Cuál es el valor del peso molecular relativo del gas? 1) 14, 2) 28, 3) 28 G/mol, 4) 42.3. ¿Bajo qué número se encuentra la fórmula del óxido nítrico, la masa molar del equivalente de nitrógeno en la que se encuentra 7 g/mol? 1) N 2 O, 2) NO, 3) N 2 O 3, 4) N 2 O 4, 5) N 2 O 5. 4. ¿Bajo qué número está el valor del volumen de hidrógeno en l en n.o., que se liberará cuando se disuelvan 18 g de un metal en ácido, cuya masa molar equivalente es 9? 1) 22,4, 2) 11,2, 3) 5,6, 4) 2,24. 5. ¿Cuál es el equivalente de hidróxido de nitrato de hierro (III) en la reacción: Fe (NO 3) 3 + NaOH \u003d Fe (OH) 2 NO 3 + NaNO 3? 1) 1/4, 2) 1/6, 3) 1, 4) 1/2, 5) 1/3. Consulte la página 26 para obtener respuestas. Problema 80. Responder: Problema 81.
Responder: Problema 82. Aquí R es la constante universal de los gases igual a 8.314J/(mol K); T es la temperatura del gas, K; Р – presión de gas, Pa; V es el volumen de gas, m3; M es la masa molar del gas, g/mol.
b) 1 mol de cualquier sustancia contiene 6,02 . 10 23 partículas (átomos, moléculas), entonces la masa de una molécula se calcula a partir de la relación:
Responder: M = 28 g/mol; metro = 4,65 . 10 -23 años Problema 83.
La densidad de un gas en el aire es igual a la relación entre la masa molar de un gas dado y la masa molar del aire:
Aquí está la densidad del gas en el aire; - masa molar de gas; - aire (29 g/mol). Luego
Problema 84.
La masa molar del oxígeno es de 32 g/mol. Luego Responder: Problema 85. donde m 1 /m 2 es la densidad relativa del primer gas en relación con el segundo, denotada por D. Por tanto, según la condición del problema:
La masa molar del nitrógeno es 28 g/mol. Luego b) 1 mol de cualquier gas en condiciones normales (T \u003d 0 0 C y P \u003d 101.325 kPa) ocupa un volumen igual a 22.4 litros. Conociendo la masa y el volumen del gas en condiciones normales, calculamos masa molar haciendo la proporción:
Responder: M (Gas) = 34 g/mol. Problema 86. donde m 1 /m 2 es la densidad relativa del primer gas en relación con el segundo, denotada por D. Por tanto, según la condición del problema:
La masa molar del aire es 29 g/mol. Luego M1=D . M2 = 6,92 . 29 = 200,6 g/mol. Sabiendo que Ar (Hg) \u003d 200,6 g / mol, encontramos el número de átomos (n) que componen la molécula de mercurio:
Así, la molécula de mercurio consta de un átomo. Responder: de uno. Problema 87. donde m 1 /m 2 es la densidad relativa del primer gas en relación con el segundo, denotada por D. Por tanto, según la condición del problema:
La masa molar del nitrógeno es 28 g/mol. Entonces la masa molar del vapor de azufre es: M1=D . M2 = 9,14. 2 = 255,92 g/mol. Sabiendo que Ar(S) = 32g/mol, encontramos el número de átomos (n) que componen la molécula de azufre:
Así, la molécula de azufre consta de un átomo. Responder: de ocho. Problema 88. Aquí R es la constante universal de los gases igual a 8.314J/(mol . PARA); T es la temperatura del gas, K; Р – presión de gas, Pa; V es el volumen de gas, m 3; M es la masa molar del gas, g/mol.
Responder: 58 g/mol. Problema 89. Expresando estos problemas en el sistema de unidades SI (P = 10.4.104Pa; V = 6.24.10-4m3; m = 1.56.10-3kg; T = 290K) y sustituyéndolos en la ecuación de Clapeyron-Mendeleev (estado de la ecuación de un gas ideal), encontramos la masa molar del gas: Aquí R es la constante universal de los gases igual a 8.314J/(mol K); T es la temperatura del gas, K; Р – presión de gas, Pa; V es el volumen de gas, m 3; M es la masa molar del gas, g/mol.
Responder: 58 g/mol.
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