Что называется абсолютной атомной массой
Абсолютная и относительная масса атомов и молекул
Масса атомов и молекул, выраженная в граммах или килограммах (г, кг), называется абсолютной (обозначается m).
Абсолютная масса атомной единицы массы:
Значение Аr приведены в таблице химических элементов Д.И.Менделеева.
Относительной молекулярной массой (Мr) вещества называется число, показывающее во сколько раз данная молекула тяжелее 1 /12 атома 12 С.
Из формул (1) и (2) следует, что Аr и Mr величины безразмерные.
Из формул (1) и (2) вытекает также связь между абсолютной и относительной массами атома и молекулы:
Масса молекулы равна сумме масс атомов, из которых молекула состоит
При определении Мr ионных соединений (солей, кислот и щелочей) структурной единицей вещества условно считается молекула.
Относительная молекулярная масса кристаллогидрата:
При определении Мr кристаллогидратов структурной единицей вещества условно считается ассоциация, состоящая из одной молекулы соли и n молекул воды, связанных с ней.
Допускается также выражение относительной атомной и молекулярной масс в а.е.м.
Дата добавления: 2016-11-26 ; просмотров: 9464 ; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ
Определение абсолютной и относительной массы вещества
Абсолютная и относительная масса атомов и молекул
Массу относят к фундаментальным характеристикам атома. Поскольку ее абсолютное значение очень мало, в химии вводится понятие относительной, т.е. условной, атомной массы.
Ничтожный размер атома не исключает наличия у него атомной массы. Вся масса атома сосредоточена в ядре (протон и нейтрон практически в 2000 раз тяжелее, чем электрон). В результате почти вся масса атома приходится на общую массу нейтронов и протонов. К примеру, атомная масса кислорода равняется 2,667·10-23 г. Это его абсолютная атомная масса. Работать с таким числом неудобно. Поэтому было предложено ввести еще одну величину – относительную атомную массу.
В начале XIX века Дж. Дальтон предложил, вычисляя атомную массу, использовать в качестве эталона массу атома водорода, поскольку он является самым легким элементом. Именно по отношению к нему выражались массы атомов прочих элементов.
Однако с учетом того, что на практике чаще использовались кислородные соединения для вычисления атомных масс многих элементов, в качестве эталона удобнее стало использовать атомную массу кислорода. При этом известно, что соотношение атомных масс кислорода и водорода равно 16:1. Так возникло понятие кислородной единицы – 1/16 части его атомной массы.
Таким образом, относительная атомная масса показывает, во сколько раз масса атома конкретного элемента больше массы атома, который принимается за единицу. Сегодня это 1/12 часть массы атома углерода. Это и есть атомная единица массы, которую иногда обозначают как «дальтон».
Относительная атомная масса – отношение массы атома определенного элемента к 1/12 массы атома изотопа углерода-12. По сути относительная атомная масса является безразмерной величиной (при ее расчете единицы измерения сокращаются), но иногда ее значение выражают в атомных единицах массы (а.е.м.).
Абсолютная масса атома углерода составляет 1,993·10-23 г, согласно Периодической таблице Д.И. Менделеева. Его относительная атомная масса равна 12. Следовательно, 1/12 часть массы атома углерода составляет:
Масса одного кислородного атома приблизительно в 16 раз превышает 1/12-ю массы углеродного атома 12С.
Чтобы вычислить относительную молекулярную массу вещества, нужно сложить суммы относительных атомных масс элементов, входящих в состав молекулы, с учетом индексов, которые показывают количество атомов элемента в молекуле. Абсолютная масса одной молекулы равна относительной, умноженной на одну атомную единицу массы (1 а.е.м.).
Относительная атомная масса химического элемента
Например, определение относительной массы атома водорода выглядит так:
Элемент кислород имеет следующую относительную атомную массу:
Из формул следует, что относительная атомная масса является величиной, равной отношению абсолютной атомной массы к единице массы u (или 1 а.е.м.).
Относительная молекулярная масса вещества
Если молекула состоит из атомов нескольких химических элементов, то ее относительная молекулярная масса равна сумме их относительных атомных масс с учетом индексов в формуле вещества.
Рассмотрим пример. Молекула воды имеет в своем составе два атома водорода и один – кислорода. Чтобы определить относительную молекулярную массу, нужно сложить произведения относительной атомной массы каждого элемента на соответствующее количество атомов:
Знание относительной молекулярной массы веществ в газообразном состоянии помогает в решении задач по сравнению их плотности. Для этого высчитывается относительная плотность газов друг по другу, которая равна соотношению их относительных молекулярных масс:
Поскольку закон Авогадро применим исключительно к газообразным веществам, а ученым-химикам часто необходимо знать, сколько молекул, атомов или ионов заключено в определенных порциях твердых веществ или жидкостей, введено понятие молярной массы. Ее значение численно равно относительной молекулярной массе.
Как вычислить абсолютную массу, формулы, примеры
Найти молекулярную массу серной кислоты, используя таблицу Менделеева.
Известно, что молекулярная масса вещества равна сумме атомных масс веществ, входящих в состав молекулы. Поэтому:
M r ( H 2 S O 4 ) = 1 · 2 + 32 + 16 · 4 = 98 г / м о л ь
Решение химических задач по нахождению абсолютной массы может сводиться к использованию следующих методов:
При этом молярную массу можно найти путем сложения атомных масс элементов, входящих в состав соединения. Молярная масса находится также как отношение массы вещества к его соответствующему количеству:
Атомная масса
А́томная ма́сса, относительная атомная масса (устаревшее название — атомный вес) — значение массы атома, выраженное в атомных единицах массы. В настоящее время атомная единица массы принята равной 1/12 массы нейтрального атома наиболее распространённого изотопа углерода 12 C, поэтому атомная масса этого изотопа по определению равна точно 12. Разность между атомной массой изотопа и его массовым числом называется избытком массы (обычно его выражают в МэВ). Он может быть как положительным, так и отрицательным; причина его возникновения — нелинейная зависимость энергии связи ядер от числа протонов и нейтронов, а также различие в массах протона и нейтрона.
Зависимость атомной массы изотопа от массового числа такова: избыток массы положителен у водорода-1, с ростом массового числа он уменьшается и становится отрицательным, пока не достигается минимум у железа-56, потом начинает расти и возрастает до положительных значений у тяжёлых нуклидов. Это соответствует тому, что деление ядер, более тяжёлых, чем железо, высвобождает энергию, тогда как деление лёгких ядер требует энергии. Напротив, слияние ядер легче железа высвобождает энергию, слияние же элементов тяжелее железа требует дополнительной энергии.
Атомная масса химического элемента (также «средняя атомная масса», «стандартная атомная масса») является средневзвешенной атомной массой всех стабильных изотопов данного химического элемента с учётом их природной распространённости в земной коре и атмосфере. Именно эта атомная масса представлена в периодической таблице Д. И. Менделеева, её используют в стехиометрических расчётах. Атомная масса элемента с нарушенным изотопным соотношением (например, обогащённого каким-либо изотопом) отличается от стандартной. Для моноизотопных элементов (таких как иод, золото и т. п.) атомная масса элемента совпадает с атомной массой его единственного представленного в природной смеси изотопа.
Молекулярной массой химического соединения называется сумма атомных масс элементов, составляющих её, умноженных на стехиометрические коэффициенты элементов по химической формуле соединения. Строго говоря, масса молекулы меньше массы составляющих её атомов на величину, равную энергии связи молекулы. Однако этот дефект массы на 9-10 порядков меньше массы молекулы, и им можно пренебречь.
Определение моля (и числа Авогадро) выбирается таким образом, чтобы масса одного моля вещества (молярная масса), выраженная в граммах, была численно равна атомной (или молекулярной) массе этого вещества. Например, атомная масса железа равна 55,847. Следовательно один моль железа (т. е. количество атомов железа, равное числу Авогадро, 6,022·10 23 ) имеет массу 55,847 г.
Прямое сравнение и измерение масс атомов и молекул выполняется с помощью масс-спектрометрических методов.
История
До 1960-х годов атомную массу определяли таким образом, чтобы нуклид кислород-16 имел атомную массу 16 (кислородная шкала). Однако соотношение кислорода-17 и кислорода-18 в природном кислороде, который также использовался в расчётах атомной массы, приводило к наличию двух разных таблиц атомных масс. Химики использовали шкалу, основанную на том, что естественная смесь изотопов кислорода должна была иметь атомную массу 16, тогда как физики присваивали то же число 16 атомной массе наиболее распространённого изотопа кислорода (имеющего восемь протонов и восемь нейтронов).
Масса атомов и молекул
Относительная атомная масса
Атомы элементов характеризуются определённой (только им присущей) массой. Например, масса атома Н равна 1,67 . 10 −23 г, атома С − 1,995 . 10 −23 г, атома О − 2,66 . 10 −23 г.
Пользоваться такими малыми значениями неудобно, поэтому введено понятие об относительной атомной массе Аr − отношении массы атома данного элемента к атомной единице массы (1,6605 . 10 −24 г).
Состав молекулы передаётся молекулярной формулой, которая отражает и качественный состав вещества (символы химических элементов, входящих в его молекулу), и его количественный состав (нижние числовые индексы, отвечающие числу атомов каждого элемента в молекуле).
Масса атомов и молекул
Для измерения масс атомов и молекул в физике и химии принята единая система измерения. Эти величины измеряются в относительных единицах.
Относительная атомная масса элемента (Ar) – это безразмерная величина, равная отношению средней массы атома элемента к 1/12 массы атома 12 С. При расчете относительной атомной массы учитывается изотопный состав элемента. Величины Arопределяют по таблице Д.И. Менделеева
Абсолютная масса атома (m) равна относительной атомной массе, умноженной на 1 а.е.м. Например, для атома водорода абсолютная масса определяется следующим образом:
Относительная молекулярная масса соединения (M r) – это безразмерная величина, равная отношению массы m молекулы вещества к 1/12 массы атома 12 С:
Относительная молекулярная масса равна сумме относительных масс атомов, входящих в состав молекулы. Например:
М r (C2H6) = 2Ч A r (C) + 6ЧA r (H) = 2Ч12 + 6 = 30.
Абсолютная масса молекулы равна относительной молекулярной массе, умноженной на 1 а.е.м.
2. Что называется молярной массой эквивалента?
кон эквивалентов открыт Рихтером в 1791г. Атомы элементов взаимодействуют друг с другом в строго определенных соотношениях – эквивалентах.
В СИ эквивалент есть 1/z часть (воображаемая) частицы Х. Х – атом, молекула, ион и т.д. Z – равен числу протонов, которое связывает или отдает частица Х (эквивалент нейтрализации) или числу электронов, которое отдает или принимает частица Х (эквивалент окисления-восстановления) или заряду иона Х (ионный эквивалент).
Молярная масса эквивалента, размерность – г/моль, есть отношение молярной массы частицы Х к числу Z.
Например, молярная масса эквивалентаэлемента определяется отношением молярной массы элемента к его валентности.
Закон эквивалентов: массы реагирующих веществ относятся между собой, как молярные массы их эквивалентов.
где m1 и m2 – массы реагирующих веществ,
Если реагирующая порция вещества характеризуется не массой, а объемом V(x), то в выражении закона эквивалентов его молярная масса эквивалента заменяется молярным объемом эквивалента.
3. Каковы основные законы химии?
Основные законы химии. Закон сохранения массы и энергии сформулировал М. В. Ломоносов в 1748 году. Масса веществ участвующих в химических реакциях не изменяется. В 1905г Эйнштейн полагал, взаимосвязь между энергией и массой
Масса и энергия есть свойства материи. Масса – мера энергии. Энергия – мера движения, поэтому они не эквивалентны и не превращаются друг в друга, однако всякий раз, когда изменяется энергия тела Е, изменяется его масса m. Ощутимые изменения массы происходят в ядерной химии.
С точки зрения атомно-молекулярной теории атомы имеющие постоянную массу не исчезают и не возникают из ничего, это приводит к сохранению массы веществ. Закон доказан экспериментально. Опираясь на этот закон составляются химические уравнения. Количественные расчеты по уравнениям реакций называют стехиометрическими расчетами. В основе всех количественных расчетов лежит закон сохранения массы, и следовательно, можно планировать и контролировать производство.
4. Какие основные классы неорганических соединений существуют? Дайте определение, приведите примеры.
Простые вещества. Молекулы состоят из атомов одного вида (атомов одного элемента). В химических реакциях не могут разлагаться с образованием других веществ.
Сложные вещества (или химические соединения). Молекулы состоят из атомов разного вида (атомов различных химических элементов). В химических реакциях разлагаются с образованием нескольких других веществ.
| Неорганические вещества | |
| Простые | Металлы |
| Неметаллы | |
| Сложные | Оксиды |
| Основания | |
| Кислоты | |
| Соли |
Резкой границы между металлами и неметаллами нет, т.к. есть простые вещества, проявляющие двойственные свойства.
5. Каковы основные типы химических реакций?
Существует огромное множество различных химических реакций и несколько способов их классификации. Чаще всего химические реакции классифицируют по числу и составу реагентов и продуктов реакции. По этой классификации выделяют четыре типа химических реакций — это реакции соединения, разложения, замещения, обмена.
Реакция соединения — это реакция, реагентами которой являются два или несколько простых или сложных веществ, а продуктом — одно сложное вещество. Примеры реакций соединения:
Образование оксида из простых веществ — C + O2 = CO2, 2Mg + O2= 2MgO
Взаимодействие металла с неметаллом и получение соли — 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
Взаимодействие оксида с водой — CaO + H2O = Ca(OH)2
Реакция разложения — это реакция, реагентом которой является одно сложное вещество, а продуктом — два или несколько простых или сложных веществ. Чаще всего реакции разложения протекают при нагревании. Примеры реакций разложения:
Разложение мела при нагревании: CaCO3 = CaO + CO2
Разложение воды под действием электрического тока: 2H2O = 2H2+ O2
Разложение оксида ртути при нагревании — 2HgO = 2Hg + O2
Реакция замещения — это реакция, реагентами которой являются простое и сложное вещества, а продуктами — также простое и сложное вещества, но атомы одного из элементов в сложном веществе заменены на атомы простого реагента. Примеры:
Замещение водорода в кислотах — Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2
Вытеснение металла из соли — Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
Образование щелочи — 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2
Реакция обмена — это реакция, реагентами и продуктами которой являются по два сложных вещества, в процессе реакции реагенты обмениваются между собой своими составными частями, в результате чего образуются другие сложные вещества. Примеры:
Взаимодействие соли с кислотой: FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S
Существуют химические реакции, которые нельзя отнести ни к одному из перечисленных типов.
Ядерная модель атома. Одна из первых моделей строения атома былапредложена английским физиком Э. Резерфордом. В опытах по рассеянию а-частиц было показано, что почти вся масса атома сосредоточена в очень малом объеме — положительно заряженном ядре. Согласно моделиРезерфорда, вокруг ядра на относительно большом расстоянии непрерывно движутся электроны, причем их количество таково, что в целом атом электрически нейтрален. Позднее наличие в атоме тяжелогоядра, окруженного электронами, было подтверждено другими учеными. Первая попытка создания модели атома на основе накопленных экспериментальных данных (1903 г.) принадлежит Дж. Томсону. Он считал, что атом представляет собой электронейтральную систему шарообразной формы радиусом, примерно равным 10 –10 м. Положительный заряд атома равномерно распределен по всему объему шара, а отрицательно заряженные электроны находятся внутри него (рис. 6.1.1). Для объяснения линейчатых спектров испускания атомов Томсон пытался определить расположение электронов в атоме и рассчитать частоты их колебаний около положений равновесия. Однако эти попытки не увенчались успехом. Через несколько лет в опытах великого английского физика Э. Резерфорда было доказано, что модель Томсона неверна.
| Рисунок 6.1.1. Модель атома Дж. Томсона |
7. Что нового ввел Н. Бор в представлении об атоме? Дайте краткое изложение постулатов Бора применительно к атому водорода.
Теория Бора для атома водорода
Следуя теории Бора для атома водорода, Зоммерфельд предложил такое правило квантования, что при его применении к атому водорода модель Бора не противоречит волновой природе электрона, постулированной де Бройлем. Вывести выражение для уровней энергии атома водорода, используя правило Зоммерфельда, согласно которому разрешенные электронные орбитали представляют собой окружности с длиной, кратной длине волны электрона.
Так как квантовые числа I, т и не вносят ничего в энергию электронного состояния, то все возможные состоянияв данном) радиальном уровне энергетически равны. Это значит, что в спектре будут наблюдаться только единичные линии, такие, как предсказывал Бор. Однако хорошо известно, что в спектре водородасуществует тонкая структура, изучение которой было толчком к развитию теории Бора — Зоммерфельда для атома водорода. Очевидно, что простая форма волнового уравнения не вполне адекватно описывает атом водорода, и, таким образом, мы находимся в-положении, лишь немного лучшем того, когда опирались на модель атома Бора.
1. Главное квантовое число, n – принимает целочисленные значения от 1 до ¥ (n=1 2 3 4 5 6 7…) или буквенные (K L M N O P Q).
max значение n соответствует числу энергетических уровней в атоме и соответствует номеру периода в таблице Д.И. Менделеева, характеризует величину энергии электрона, размер орбитали. Элемент с n=3 имеет 3 энергетических уровня, находится в третьем периоде, обладает большим размером электронного облака и энергией, чем элемент с n=1.
2. Орбитальное квантовое число l принимает значения в зависимости от главного квантового числа и имеет соответствующие буквенные значения.
l – характеризует форму орбиталей:
Орбитали с одним и тем же значением n, но с разными значениями l различаются несколько по энергии т.е.уровни делятся на подуровни.
| Главное квантовое число n | Орбитальное квантовое число l | Буквенное обозначение подуровней | Число подуровней |
| s | |||
| s p | |||
| s p d | |||
| 0, 1, 2, 3 | s, p, d, f |
Число возможных подуровней равно главному квантовому числу.
3. Магнитное квантовое число ml принимает значения от -l,…0…,+l.
| Для s | l=0 | ml=0 |
| p | l=1 | ml =-1 0 +1 |
| d | l=2 | ml =-2 –1 0 +1 +2 |
| f | l=3 | ml =-3 –2 –1 0 +1 +2 +3 |
Число возможных значений магнитного квантового числа определяет число орбиталей данного вида. В пределах каждого уровня может быть только:
одна s – орбиталь, т.к. ml =0 при l=0
пять d – орбиталей ml =-2 –1 0 +1 +2, при l=2
Магнитное квантовое число определяет ориентацию орбиталей в пространстве.
4. Спиновое квантовое число (спин), ms.
Спин характеризует магнитный момент электрона, обусловленный вращением электрона вокруг собственной оси по часовой и против часовой стрелки.
Обозначив электрон стрелкой , а орбиталь черточкой или клеточкой можно показать
Правила, характеризующие порядок заполнения орбиталей.
Максимально возможное число электронов:
В соответствии с I и II правилами М.В.Клечковского заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы (n+l), при равенстве, с n – наименьшей.
Электронные формулы записываются следующим образом:
1. В виде числового коэффициента указывают номер энергетического уровня.
2. Приводят буквенные обозначения подуровня.
3. Число электронов на данном энергетическом подуровне указывают в виде показателя степени, при этом все электроны данного подуровня суммируются.
Размещение электронов в пределах данного подуровня подчиняется правилу Гунда: на данном подуровне электроны стремятся занять максимальное число свободных орбиталей, так, чтобы суммарный спин был максимальным.
9. Как объясняет теория Бора происхождение и линейчатую структуру атомных спектров?
Первый постулат Н. Бора: существуют строго определенные разрешенные, так называемые стационарные орбиты; находясь на которых электрон не поглощает и не излучает энергию. Разрешенными являются только те орбиты, для которых момент количества движения равный произведению me×V×r, может меняться определенными порциями (квантами), т.е. квантуется.
Скорость электрона с увеличением радиуса уменьшается, кинетическая и общая энергия возрастает.
Второй постулат Бора: при переходе с одной орбиты на другую электрон поглощает или излучает квант энергии.
Такую энергию надо затратить, чтобы перевести электрон в атоме водорода с первой боровской орбиты (n=1) на бесконечно удаленную, т.е. оторвать электрон от атома, превратив его в положительно заряженный ион.
Квантовая теория Бора объяснила линейчатый характер спектра атомов водорода.
1. Постулируется пребывание электрона только на стационарных орбитах, как же в таком случае совершается переход электронов?
2. Не объясняются все детали спектров, их разная толщина.
3. Нельзя количественно рассчитать химическую связь.
Что в атоме называют энергетическим уровнем и энергетическим подуровнем?
11. Какую форму имеют s-, p- и d- электронные облака.
При химических реакциях ядра атомов остаются без изменений, изменяется лишь строение электронных оболочек вследствие перераспределения электронов между атомами. Способностью атомов отдавать или присоединять электроны определяются его химические свойства.
Квантовые числа электронов
Элемент кадмий Cd расположен в пятом периоде, значит n = 5. В его атоме электроны раcпределены по пяти энергетическим уровням (n = 1, n = 2, n = 3, n = 4, n = 5); внешним будет пятый уровень (n = 5).
l=0 s- подуровень, s- орбиталь – орбиталь сфера
l=1 p- подуровень, p- орбиталь – орбиталь гантель
l=2 d- подуровень, d- орбиталь – орбиталь сложной формы
f-подуровень, f-орбиталь – орбиталь еще более сложной формы
12. Дайте формулировку принципа Паули и правила Гунда.
Максимально возможное число электронов:
В соответствии с I и II правилами М.В.Клечковского заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы (n+l), при равенстве, с n – наименьшей.
Электронные формулы записываются следующим образом:
1. В виде числового коэффициента указывают номер энергетического уровня.
2. Приводят буквенные обозначения подуровня.
3. Число электронов на данном энергетическом подуровне указывают в виде показателя степени, при этом все электроны данного подуровня суммируются.
Размещение электронов в пределах данного подуровня подчиняется правилу Гунда: на данном подуровне электроны стремятся занять максимальное число свободных орбиталей, так, чтобы суммарный спин был максимальным.
13. Дайте формулировку правил Клечковского. Как они определяют порядок заполнения АО?
В соответствии с I и II правилами М.В.Клечковского заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы (n+l), при равенстве, с n – наименьшей.
Электронные формулы записываются следующим образом:
1. В виде числового коэффициента указывают номер энергетического уровня.
2. Приводят буквенные обозначения подуровня.
3. Число электронов на данном энергетическом подуровне указывают в виде показателя степени, при этом все электроны данного подуровня суммируются.
14. Что называют энергией ионизации, сродством к электрону, электроотрицательностью и в каких единицах они измеряются?
Атомные характеристики. Химическая природа элемента обуславливается способностью его атома терять или приобретать электроны. Эта способность количественно может быть оценена энергией ионизации атома и его сродством к электронам.
Энергия ионизации, I, является мерой восстановительной способности атома. Чем меньше I, тем больше восстановительная способность атома.
Наименьшими значениями I обладают s элементы первой группы. Значения же I2 для них резко возрастают. Аналогично для s элементов II группы резко возрастает I3.
Наибольшими значениями I1 обладают p-элементы VIII группы. Это возрастание энергии ионизации при переходе от s элементов I группы к p элементам VIII группы обуславливается возрастанием эффективного заряда ядра.
Сродством к электрону называется энергия, которая выделяется при присоединении электрона к атому (иону или молекуле). Выражается также в Дж или эВ. Можно сказать, что сродство к электрону – мера окислительной способности частиц. Надежные значения Е найдены лишь для небольшого числа элементов.
Наибольшим сродством к электрону обладают р-элементы VII группы (галогены), так как присоединяя один электрон к нейтральному атому они приобретают законченный октет электронов.
Наименьшие и даже отрицательные значения Е имеют атомы с конфигурацией s 2 и s 2 p 6 или наполовину заполненным р-подуровнем.
Электроотрицательностью называется количественная характеристика способности атома в молекуле притягивать к себе электроны. Эта способность зависит от I и Е. По Малликену: ЭО = (I+E)/2.
Электроотрицательности элементов по периоду возрастают, по группе – уменьшаются.