Massas atômicas e moleculares relativas de substâncias. Massas atômicas e moleculares relativas

Químicos de todo o mundo refletem a composição de substâncias simples e complexas de maneira muito bonita e concisa na forma de fórmulas químicas. As fórmulas químicas são análogas a palavras escritas com letras - sinais elementos químicos.

Expressemos, por meio de símbolos químicos, a composição da substância mais comum na Terra - a água. Uma molécula de água contém dois átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio. Agora vamos traduzir esta frase em uma fórmula química usando símbolos químicos (hidrogênio - H e oxigênio - O). Escrevemos o número de átomos na fórmula usando índices - números localizados na parte inferior direita do símbolo químico (o índice 1 não é escrito para oxigênio): H 2 0 (leia “cinza-dois-o”).

As fórmulas das substâncias simples hidrogênio e oxigênio, cujas moléculas consistem em dois átomos idênticos, são escritas da seguinte forma: H 2 (leia “cinza-dois”) e 0 2 (leia “o-dois”) (Fig. 26).

Arroz. 26.
Modelos de moléculas e fórmulas de oxigênio, hidrogênio e água

Para refletir o número de moléculas, use os coeficientes escritos antes fórmulas químicas: Por exemplo, a notação 2CO 2 (leia-se “dois-ce-o-dois”) significa duas moléculas de dióxido de carbono, cada uma consistindo de um átomo de carbono e dois átomos de oxigênio.

Os coeficientes são escritos de forma semelhante ao indicar o número de átomos livres de um elemento químico. Por exemplo, precisamos escrever a expressão: cinco átomos de ferro e sete átomos de oxigênio. Isso é feito da seguinte forma: 5Fe e 7O.

Os tamanhos das moléculas, e mais ainda dos átomos, são tão pequenos que não podem ser vistos nem nos melhores microscópios ópticos, que proporcionam uma ampliação de 5 a 6 mil vezes. Eles não podem ser vistos nem mesmo em microscópios eletrônicos, que proporcionam um aumento de 40 mil vezes. Naturalmente, o tamanho desprezível das moléculas e dos átomos corresponde às suas massas desprezíveis. Os cientistas calcularam, por exemplo, que a massa de um átomo de hidrogênio é 0,000 000 000 000 000 000 000 001 674 g, que pode ser representada como 1,674 10 -24 g, a massa de um átomo de oxigênio é 0,000 000 000 000 000 000 000 026 667 g, ou 2,6667 10 -23 g, a massa de um átomo de carbono é 1,993 10 -23 g e a massa de uma molécula de água é 3,002 10 -23 g.

Vamos calcular quantas vezes a massa de um átomo de oxigênio é maior que a massa de um átomo de hidrogênio, o elemento mais leve:

Da mesma forma, a massa de um átomo de carbono é 12 vezes maior que a massa de um átomo de hidrogênio:

Arroz. 27. A massa de um átomo de carbono é igual à massa de 12 átomos de hidrogênio

A massa de uma molécula de água é 18 vezes maior que a massa de um átomo de hidrogênio (Fig. 28). Esses valores mostram quantas vezes a massa de um átomo de um determinado elemento químico é maior que a massa de um átomo de hidrogênio, ou seja, são relativos.

Arroz. 27. A massa de um átomo de água é igual à massa de 18 átomos de hidrogênio

Atualmente, físicos e químicos são da opinião de que o relativo massa atômica de um elemento é um valor que indica quantas vezes a massa de seu átomo é maior que 1/12 da massa de um átomo de carbono. A massa atômica relativa é denotada por Ar, onde r é a letra inicial palavra em inglês parente, que significa “relativo”. Por exemplo, A r (0) = 16, A r (C) = 12, A r (H) = 1.

Cada elemento químico tem seu próprio valor de massa atômica relativa (Fig. 29). Os valores das massas atômicas relativas dos elementos químicos estão indicados nas células correspondentes da tabela de D.I.

Arroz. 29.
Cada elemento tem seu próprio valor de massa atômica relativa

Da mesma forma, o peso molecular relativo de uma substância é denotado por Mr, por exemplo Mr (H 2 0) = 18.

A massa atômica relativa de um elemento A r e a massa molecular relativa de uma substância M r são quantidades que não possuem unidades de medida.

Para saber a massa molecular relativa de uma substância, não é necessário dividir a massa de sua molécula pela massa do átomo de hidrogênio. Basta somar as massas atômicas relativas dos elementos que formam a substância, levando em consideração o número de átomos, por exemplo:

A fórmula química contém informação importante sobre a substância. Por exemplo, a fórmula C0 2 mostra as seguintes informações:

Vamos calcular as frações de massa dos elementos carbono e oxigênio no dióxido de carbono CO 2 .

Palavras-chave e frases

1. Fórmula química.
2. Índices e coeficientes.
3. Massa atômica relativa (A r).
4. Peso molecular relativo (Mr).
5. Fração de massa elemento em uma substância.

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Perguntas e tarefas

1. O que significam as entradas: 3H; 2H2O; 5O2?
2. Escreva a fórmula da sacarose se souber que sua molécula contém doze átomos de carbono, vinte e dois átomos de hidrogênio e onze átomos de oxigênio.
3. Usando a Figura 2, anote as fórmulas das substâncias e calcule seus pesos moleculares relativos.
4. Qual forma de existência do elemento químico oxigênio corresponde a cada uma das seguintes entradas: 3O; 5O2; 4CO2?
5. Por que a massa atômica relativa de um elemento e a massa molecular relativa de uma substância não possuem unidades de medida?
6. Qual das substâncias cujas fórmulas são SO 2 e SO 3 possui maior fração mássica de enxofre? Confirme sua resposta com cálculos.
7. Calcule as frações de massa dos elementos do ácido nítrico HNO 3.
8. Dar descrição completa glicose C 6 H 12 0 6, usando o exemplo de descrição do dióxido de carbono C0 2.

Um de as características mais importantesátomos é dele peso.

Massa absoluta é a massa de um átomo, expressa em quilogramas (gramas).

Massa atômica absoluta ( eu um valor de volume) é extremamente pequeno. Assim, um átomo do isótopo leve do hidrogênio (prótio) tem uma massa de 1,66 × 10 –27 kg.

eu(N) = 1,66 10 –27 kg, eu(H) = 1,66 10 –24 g,

um átomo de um dos isótopos de oxigênio tem uma massa de 2,67 · 10 –26 kg,

eu(O) = 2,67 10 –26 kg, eu(SOBRE) = 2,67 10 –23g,

um átomo do isótopo de carbono 12 C tem uma massa de 1,99 · 10 –26 kg,

eu(C) = 1,99 10 –26 kg, eu(C) = 1,99 10 –23g.

Em cálculos práticos é extremamente inconveniente utilizar tais quantidades. Portanto, eles geralmente usam não as massas absolutas dos átomos, mas os valores massas atômicas relativas.

A massa atômica relativa é denotada Ar, índice r – a letra inicial da palavra em inglês relativo, o que significa relativo.

A unidade usada para medir as massas de átomos e moléculas é unidade de massa atômica (u.m.).

Uma unidade de massa atômica (amu) é 1/12 da massa de um átomo do isótopo de carbono 12 C, ou seja,

a.e.m. = = · 1,99 · 10 –26 kg = · 1,99 · 10 –23g.

A massa atômica relativa mostra quantas vezes a massa de um átomo de um determinado elemento é maior que 1/12 da massa de um átomo do isótopo de carbono 12 C, ou seja, uma unidade de massa atômica.

A massa atômica relativa é uma quantidade adimensional, mas é possível designar seu valor em unidades de massa atômica (amu). Por exemplo:

Assim, o valor da massa atômica relativa do elemento hidrogênio é 1,001 ou, em números redondos,

Аr(Н) ≈ 1 u, e oxigênio – Аr(O) = 15,999 ≈ 16 u.

Os valores das massas atômicas relativas dos elementos são dados no sistema periódico de D.I. Mendeleiev. Esses valores representam o valor médio da massa de um átomo de qualquer elemento, levando em consideração os isótopos desse elemento existentes na natureza e sua quantidade. Para cálculos comuns, devem ser usados ​​​​valores arredondados das massas atômicas relativas dos elementos. (ver tabela 4 do apêndice).

Semelhante aos conceitos de massa atômica absoluta e massa atômica relativa, podemos formular os conceitos massa molecular absoluta e massa molecular relativa.

Massa molecular absoluta(m) mol. – massa molecular substância química, expresso em quilogramas (gramas).

Peso molecular relativo(MR) (ou apenas peso molecular) – a massa de uma molécula, expressa em unidades de massa atômica.

Conhecendo a fórmula química de um composto, é possível determinar facilmente o valor de sua massa molecular, que é definida como a soma das massas atômicas de todos os elementos que compõem a molécula da substância.

Por exemplo, a massa molecular relativa do ácido sulfúrico Mr(H 2 SO 4) será a soma de duas massas atômicas relativas do elemento hidrogênio, uma massa atômica relativa do elemento enxofre e quatro massas atômicas relativas do elemento oxigênio:

Senhor(H 2 SO 4) = 2Аr (H) + Аr (S) + 4Аr(O) = 2 1 + 32 + 4 16 = 98.

Assim, o peso molecular do ácido sulfúrico é 98 ou 98 u.

O peso molecular (peso molecular relativo) mostra quantas vezes a massa de uma molécula de uma determinada substância é maior que 1/12 da massa de um átomo de carbono 12 C.

No exemplo acima, o peso molecular do ácido sulfúrico é 98 u, ou seja, uma molécula de ácido sulfúrico tem massa 98 vezes maior que 1/12 da massa de um átomo de carbono 12 C. .

Para medir a massa de um átomo, utiliza-se a massa atômica relativa, que é expressa em unidades de massa atômica (amu). O peso molecular relativo é composto pelas massas atômicas relativas das substâncias.

Conceitos

Para entender o que é massa atômica relativa em química, você deve entender que a massa absoluta de um átomo é pequena demais para ser expressa em gramas, muito menos em quilogramas. Portanto, em química moderna 1/12 da massa de carbono é considerada uma unidade de massa atômica (amu). A massa atômica relativa é igual à razão entre a massa absoluta e 1/12 da massa absoluta do carbono. Em outras palavras, a massa relativa reflete quantas vezes a massa de um átomo de uma substância específica excede 1/12 da massa de um átomo de carbono. Por exemplo, a massa relativa do nitrogênio é 14, ou seja, O átomo de nitrogênio contém 14 a. em ou 14 vezes mais que 1/12 de um átomo de carbono.

Arroz. 1. Átomos e moléculas.

Dentre todos os elementos, o hidrogênio é o mais leve, sua massa é de 1 unidade. Os átomos mais pesados ​​têm massa de 300 a. comer.

Massa molecular é um valor que indica quantas vezes a massa de uma molécula excede 1/12 da massa do carbono. Também expresso em a. e.m. A massa de uma molécula é composta pela massa dos átomos, portanto, para calcular a massa molecular relativa é necessário somar as massas dos átomos da substância. Por exemplo, o peso molecular relativo da água é 18. Este valor é a soma das massas atômicas relativas de dois átomos de hidrogênio (2) e um átomo de oxigênio (16).

Arroz. 2. Carbono na tabela periódica.

Como você pode ver, esses dois conceitos possuem diversas características comuns:

• as massas atômicas e moleculares relativas de uma substância são quantidades adimensionais;
• a massa atômica relativa é designada Ar, massa molecular - Mr;
• A unidade de medida é a mesma em ambos os casos - a. comer.

As massas molares e moleculares são iguais numericamente, mas diferem em dimensão. Massa molar é a razão entre a massa de uma substância e o número de moles. Reflete a massa de um mol, que é igual ao número de Avogadro, ou seja, 6,02 ⋅ 10 23 . Por exemplo, 1 mol de água pesa 18 g/mol e M r (H 2 O) = 18 a. em (18 vezes mais pesado que uma unidade de massa atômica).

Como calcular

Para expressar matematicamente a massa atômica relativa, deve-se determinar que 1/2 parte de carbono ou uma unidade de massa atômica é igual a 1,66⋅10 −24 g. Portanto, a fórmula para a massa atômica relativa é a seguinte:

A r (X) = m a (X) / 1,66⋅10 −24,

onde m a é a massa atômica absoluta da substância.

A massa atômica relativa dos elementos químicos é indicada na tabela periódica de Mendeleev, portanto não precisa ser calculada de forma independente na resolução de problemas. As massas atômicas relativas são geralmente arredondadas para números inteiros. A exceção é o cloro. A massa de seus átomos é 35,5.

Ressalta-se que no cálculo da massa atômica relativa dos elementos que possuem isótopos, é levado em consideração seu valor médio. A massa atômica, neste caso, é calculada da seguinte forma:

A r = ΣA r,i n i ,

onde A r,i é a massa atômica relativa dos isótopos, n i é o conteúdo de isótopos em misturas naturais.

Por exemplo, o oxigênio tem três isótopos - 16 O, 17 O, 18 O. Sua massa relativa é 15,995, 16,999, 17,999 e seu conteúdo em misturas naturais é 99,759%, 0,037%, 0,204%, respectivamente. Dividindo as porcentagens por 100 e substituindo os valores, obtemos:

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

Referindo-se à tabela periódica, é fácil encontrar esse valor na célula de oxigênio.

Arroz. 3. Tabela periódica.

A massa molecular relativa é a soma das massas dos átomos de uma substância:

Ao determinar o valor do peso molecular relativo, os índices de símbolos são levados em consideração. Por exemplo, calcular a massa de H 2 CO 3 é o seguinte:

M r = 1 ∙ 2 + 12 + 16 ∙ 3 = 62 a. comer.

Conhecendo o peso molecular relativo, você pode calcular a densidade relativa de um gás a partir do segundo, ou seja, determine quantas vezes uma substância gasosa é mais pesada que a segunda. Para fazer isso, use a equação D (y) x = M r (x) / M r (y).

O que aprendemos?

Na aula da 8ª série aprendemos sobre massa atômica e molecular relativa. A unidade de massa atômica relativa é considerada 1/12 da massa do carbono, igual a 1,66⋅10 −24 g. Para calcular a massa, é necessário dividir a massa atômica absoluta da substância pela unidade de massa atômica. (amu). O valor da massa atômica relativa é dado em tabela periódica Mendeleev em cada célula do elemento. A massa molecular de uma substância é a soma das massas atômicas relativas dos elementos.

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As massas relativas de átomos e moléculas são determinadas usando aquelas fornecidas na tabela por D.I. Valores de massas atômicas de Mendeleev. Ao mesmo tempo, ao realizar cálculos para fins educacionais, os valores das massas atômicas dos elementos são geralmente arredondados para números inteiros (com exceção do cloro, cuja massa atômica é considerada igual a 35,5).

Exemplo 1. Massa atômica relativa de cálcio A r (Ca) = 40; massa atômica relativa da platina A r (Pt)=195.

A massa relativa de uma molécula é calculada como a soma das massas atômicas relativas dos átomos que compõem uma determinada molécula, levando em consideração a quantidade de sua substância.

Exemplo 2. Massa molar relativa de ácido sulfúrico:

Senhor (H 2 SO 4) = 2A r (H) + A r (S) + 4A r (O) = 2 · 1 + 32 + 4· 16 = 98.

As massas absolutas de átomos e moléculas são encontradas dividindo a massa de 1 mol de uma substância pelo número de Avogadro.

Exemplo 3. Determine a massa de um átomo de cálcio.

Solução. A massa atômica do cálcio é A r (Ca) = 40 g/mol. A massa de um átomo de cálcio será igual a:

m(Ca)= A r (Ca) : N A =40: 6,02 · 10 23 = 6,64· 10 -23 anos

Exemplo 4. Determine a massa de uma molécula de ácido sulfúrico.

Solução. A massa molar do ácido sulfúrico é Mr (H 2 SO 4) = 98. A massa de uma molécula m (H 2 SO 4) é igual a:

m(H 2 SO 4) = Sr. (H 2 SO 4): NA = 98:6,02 · 10 23 = 16,28· 10 -23 anos

2.10.2. Cálculo da quantidade de substância e cálculo do número de partículas atômicas e moleculares a partir de valores conhecidos de massa e volume

A quantidade de uma substância é determinada dividindo a sua massa, expressa em gramas, pela sua massa atómica (molar). A quantidade de uma substância no estado gasoso no nível zero é encontrada dividindo seu volume pelo volume de 1 mol de gás (22,4 l).

Exemplo 5. Determine a quantidade de substância sódica n(Na) contida em 57,5 ​​g de sódio metálico.

Solução. A massa atômica relativa do sódio é igual a A r (Na) = 23. Encontramos a quantidade da substância dividindo a massa do sódio metálico pela sua massa atômica:

n(Na)=57,5:23=2,5 mol.

Exemplo 6. Determine a quantidade de substância nitrogenada se seu volume em condições normais. é 5,6 litros.

Solução. A quantidade de substância nitrogenada n(N 2) encontramos dividindo seu volume pelo volume de 1 mol de gás (22,4 l):

n(N2)=5,6:22,4=0,25 mol.

O número de átomos e moléculas em uma substância é determinado multiplicando a quantidade de átomos e moléculas da substância pelo número de Avogadro.

Exemplo 7. Determine o número de moléculas contidas em 1 kg de água.

Solução. Encontramos a quantidade de substância água dividindo sua massa (1000 g) por sua massa molar (18 g/mol):

n(H2O) = 1000:18 = 55,5 mol.

O número de moléculas em 1000 g de água será:

N(H2O) = 55,5 · 6,02· 10 23 = 3,34· 10 24 .

Exemplo 8. Determine o número de átomos contidos em 1 litro (n.s.) de oxigênio.

Solução. A quantidade de substância oxigênio, cujo volume em condições normais é de 1 litro, é igual a:

n(O 2) = 1: 22,4 = 4,46 · 10-2 mol.

O número de moléculas de oxigênio em 1 litro (n.s.) será:

N(O2) = 4,46 · 10 -2 · 6,02· 10 23 = 2,69· 10 22 .

Deve-se notar que 26,9 · 10 22 moléculas estarão contidas em 1 litro de qualquer gás em condições ambientais. Como a molécula de oxigênio é diatômica, o número de átomos de oxigênio em 1 litro será 2 vezes maior, ou seja, 5,38 · 10 22 .

2.10.3. Cálculo da massa molar média de uma mistura gasosa e fração volumétrica
gases contidos nele

A massa molar média de uma mistura gasosa é calculada com base nas massas molares dos gases que compõem essa mistura e suas frações volumétricas.

Exemplo 9. Supondo que o conteúdo (em porcentagem por volume) de nitrogênio, oxigênio e argônio no ar seja 78, 21 e 1, respectivamente, calcule a massa molar média do ar.

Solução.

M ar = 0,78 · Senhor (N 2)+0,21 · Sr. (O 2)+0,01 · Mr (Ar)= 0,78 · 28+0,21· 32+0,01· 40 = 21,84+6,72+0,40=28,96

Ou aproximadamente 29 g/mol.

Exemplo 10. A mistura gasosa contém 12 l de NH 3, 5 l de N 2 e 3 l de H 2, medidos no no. Calcule as frações volumétricas dos gases nesta mistura e sua massa molar média.

Solução. O volume total da mistura gasosa é V=12+5+3=20 litros. As frações volumétricas dos gases j serão iguais:

φ(NH 3)= 12:20=0,6; φ(N 2)=5:20=0,25; φ(H 2)=3:20=0,15.

A massa molar média é calculada com base nas frações volumétricas dos gases que compõem esta mistura e seus pesos moleculares:

M=0,6 · M(NH3)+0,25 · M(N2)+0,15 · M(H2) = 0,6 · 17+0,25· 28+0,15· 2 = 17,5.

2.10.4. Cálculo da fração de massa de um elemento químico em um composto químico

A fração de massa ω de um elemento químico é definida como a razão entre a massa de um átomo de um determinado elemento X contido em uma determinada massa de uma substância e a massa dessa substância m. A fração de massa é uma quantidade adimensional. É expresso em frações da unidade:

ω(X) = m(X)/m(0<ω< 1);

ou como uma porcentagem

ω(X),%= 100 m(X)/m (0%<ω<100%),

onde ω(X) é a fração mássica do elemento químico X; m(X) – massa do elemento químico X; m é a massa da substância.

Exemplo 11. Calcule a fração de massa de manganês em óxido de manganês (VII).

Solução. As massas molares das substâncias são: M(Mn) = 55 g/mol, M(O) = 16 g/mol, M(Mn 2 O 7) = 2M(Mn) + 7M(O) = 222 g/mol . Portanto, a massa de Mn 2 O 7 com a quantidade de substância 1 mol é:

m(Mn 2 O 7) = M(Mn 2 O 7) · n(Mn 2 O 7) = 222 · 1= 222g.

Da fórmula Mn 2 O 7 segue-se que a quantidade de substância dos átomos de manganês é duas vezes a quantidade de substância do óxido de manganês (VII). Significa,

n(Mn) = 2n(Mn 2 O 7) = 2 mol,

m(Mn)= n(Mn) · M(Mn) = 2 · 55 = 110g.

Assim, a fração mássica de manganês no óxido de manganês (VII) é igual a:

ω(X)=m(Mn): m(Mn 2 O 7) = 110:222 = 0,495 ou 49,5%.

2.10.5. Estabelecer a fórmula de um composto químico com base na sua composição elementar

A fórmula química mais simples de uma substância é determinada com base em valores conhecidos das frações de massa dos elementos incluídos na composição desta substância.

Digamos que exista uma amostra da substância Na x P y O z com massa de m o g. Vamos considerar como sua fórmula química é determinada se as quantidades da substância dos átomos dos elementos, suas massas ou frações de massa no. massa conhecida da substância é conhecida. A fórmula de uma substância é determinada pela relação:

x: y: z = N(Na) : N(P) : N(O).

Esta proporção não muda se cada termo for dividido pelo número de Avogadro:

x: y: z = N(Na)/N A: N(P)/N A: N(O)/N A = ν(Na) : ν(P) : ν(O).

Assim, para encontrar a fórmula de uma substância, é necessário conhecer a relação entre as quantidades de substâncias de átomos na mesma massa de substância:

x: y: z = m(Na)/M r (Na) : m(P)/M r (P) : m(O)/M r (O).

Se dividirmos cada termo da última equação pela massa da amostra m o , obtemos uma expressão que nos permite determinar a composição da substância:

x: y: z = ω(Na)/M r (Na) : ω(P)/M r (P) : ω(O)/M r (O).

Exemplo 12. A substância contém 85,71% em peso. % de carbono e 14,29 em peso. % hidrogênio. Sua massa molar é 28 g/mol. Determine a fórmula química mais simples e verdadeira desta substância.

Solução. A relação entre o número de átomos em uma molécula C x H y é determinada dividindo as frações de massa de cada elemento por sua massa atômica:

x:y = 85,71/12:14,29/1 = 7,14:14,29 = 1:2.

Assim, a fórmula mais simples da substância é CH 2. A fórmula mais simples de uma substância nem sempre coincide com a sua verdadeira fórmula. Neste caso, a fórmula CH2 não corresponde à valência do átomo de hidrogênio. Para encontrar a verdadeira fórmula química, você precisa saber a massa molar de uma determinada substância. Neste exemplo, a massa molar da substância é 28 g/mol. Dividindo 28 por 14 (a soma das massas atômicas correspondentes à unidade da fórmula CH 2), obtemos a verdadeira relação entre o número de átomos em uma molécula:

Obtemos a verdadeira fórmula da substância: C 2 H 4 - etileno.

Em vez da massa molar para substâncias gasosas e vapores, a definição do problema pode indicar a densidade de algum gás ou ar.

No caso em consideração, a densidade do gás no ar é 0,9655. Com base neste valor, a massa molar do gás pode ser encontrada:

M = M ar · D ar = 29 · 0,9655 = 28.

Nesta expressão, M é a massa molar do gás C x H y, M ar é a massa molar média do ar, D ar é a densidade do gás C x H y no ar. O valor da massa molar resultante é usado para determinar a verdadeira fórmula da substância.

A declaração do problema pode não indicar a fração de massa de um dos elementos. É encontrado subtraindo as frações de massa de todos os outros elementos da unidade (100%).

Exemplo 13. O composto orgânico contém 38,71% em peso. % carbono, 51,61 em peso. % de oxigênio e 9,68 em peso. % hidrogênio. Determine a verdadeira fórmula desta substância se sua densidade de vapor para oxigênio for 1,9375.

Solução. Calculamos a razão entre o número de átomos em uma molécula C x H y O z:

x: y: z = 38,71/12: 9,68/1: 51,61/16 = 3,226: 9,68: 3,226= 1:3:1.

A massa molar M de uma substância é igual a:

M = M(O2) · D(O2) = 32 · 1,9375 = 62.

A fórmula mais simples da substância é CH 3 O. A soma das massas atômicas para esta unidade de fórmula será 12 + 3 + 16 = 31. Divida 62 por 31 e obtenha a verdadeira razão entre o número de átomos em uma molécula:

x:y:z = 2:6:2.

Assim, a verdadeira fórmula da substância é C 2 H 6 O 2. Esta fórmula corresponde à composição do álcool diídrico - etilenoglicol: CH 2 (OH) - CH 2 (OH).

2.10.6. Determinação da massa molar de uma substância

A massa molar de uma substância pode ser determinada com base no valor de sua densidade de vapor em um gás com massa molar conhecida.

Exemplo 14. A densidade de vapor de um certo composto orgânico em relação ao oxigênio é 1,8125. Determine a massa molar deste composto.

Solução. A massa molar de uma substância desconhecida M x é igual ao produto da densidade relativa desta substância D pela massa molar da substância M, a partir da qual o valor da densidade relativa é determinado:

M x = D · M = 1,8125 · 32 = 58,0.

As substâncias com valor de massa molar encontrado podem ser acetona, propionaldeído e álcool alílico.

A massa molar de um gás pode ser calculada usando seu volume molar em condições normais.

Exemplo 15. Massa de 5,6 litros de gás ao nível do solo. é 5,046 g.

Solução. O volume molar do gás em zero é 22,4 litros. Portanto, a massa molar do gás desejado é igual a

M = 5,046 · 22,4/5,6 = 20,18.

O gás desejado é néon Ne.

A equação de Clapeyron-Mendeleev é usada para calcular a massa molar de um gás cujo volume é dado em condições diferentes do normal.

Exemplo 16. A uma temperatura de 40 o C e uma pressão de 200 kPa, a massa de 3,0 litros de gás é 6,0 g.

Solução. Substituindo quantidades conhecidas na equação de Clapeyron-Mendeleev obtemos:

M = mRT/PV = 6,0 · 8,31· 313/(200· 3,0)= 26,0.

O gás em questão é o acetileno C 2 H 2 .

Exemplo 17. A combustão de 5,6 litros (n.s.) de hidrocarboneto produziu 44,0 g de dióxido de carbono e 22,5 g de água. A densidade relativa do hidrocarboneto em relação ao oxigênio é 1,8125. Determine a verdadeira fórmula química do hidrocarboneto.

Solução. A equação de reação para combustão de hidrocarbonetos pode ser representada da seguinte forma:

C x H y + 0,5(2x+0,5y)O 2 = x CO 2 + 0,5y H 2 O.

A quantidade de hidrocarboneto é 5,6:22,4=0,25 mol. Como resultado da reação, formam-se 1 mol de dióxido de carbono e 1,25 mol de água, que contém 2,5 mol de átomos de hidrogênio. Quando um hidrocarboneto é queimado com uma quantidade de 1 mol de substância, obtêm-se 4 moles de dióxido de carbono e 5 moles de água. Assim, 1 mole de hidrocarboneto contém 4 moles de átomos de carbono e 10 moles de átomos de hidrogênio, ou seja, a fórmula química do hidrocarboneto é C 4 H 10. A massa molar deste hidrocarboneto é M = 4 · 12+10=58. Sua densidade relativa de oxigênio D=58:32=1,8125 corresponde ao valor dado na definição do problema, o que confirma a exatidão da fórmula química encontrada.

O método mais importante para determinar as massas moleculares de substâncias em estado gasoso é baseado na lei de Avogadro. Mas antes de falar sobre esse método, é preciso dizer em quais unidades as massas moleculares e atômicas são expressas.

No cálculo das massas atômicas, inicialmente a massa do átomo de hidrogênio como elemento mais leve foi tomada como unidade de massa, e as massas dos átomos dos demais elementos foram calculadas em relação a ela. Mas como as massas atômicas da maioria dos elementos são determinadas com base na composição de seus compostos de oxigênio, os cálculos foram feitos na verdade em relação à massa atômica do oxigênio, que foi considerada igual a 16; a proporção entre as massas atômicas de oxigênio e hidrogênio foi considerada igual. Posteriormente, medições mais precisas mostraram que esta relação é igual a ou. Uma mudança na massa atômica do oxigênio implicaria uma mudança nas massas atômicas da maioria dos elementos. Portanto, decidiu-se deixar a massa atômica do oxigênio em 16, tomando a massa atômica do hidrogênio igual a 1,0079.

Assim, a unidade de massa atômica foi considerada parte da massa do átomo de oxigênio, que foi chamada de unidade de oxigênio. Mais tarde descobriu-se que o oxigênio natural é uma mistura de isótopos (ver § 35), portanto a unidade de massa de oxigênio. caracteriza a massa média dos átomos dos isótopos naturais de oxigênio. Para a física atômica, tal unidade revelou-se inaceitável e, neste ramo da ciência, parte da massa de um átomo de oxigênio foi aceita como unidade de massa atômica. Como resultado, duas escalas de massas atômicas tomaram forma - química e física. A presença de duas escalas de massa atômica criou grandes inconvenientes.

Em 1961, foi adotada uma escala unificada de massas atômicas relativas, que se baseia em parte da massa de um átomo de um isótopo de carbono, chamada de unidade de massa atômica. De acordo com isso, atualmente a massa atômica relativa (abreviada como massa atômica) de um elemento é a razão entre a massa do seu átomo e a parte da massa do átomo. Na escala moderna, as massas atômicas relativas do oxigênio e do hidrogênio são 15,9994 e 1,00794, respectivamente.

Da mesma forma, o peso molecular relativo (abreviado como peso molecular) de uma substância simples ou complexa é a razão entre a massa de sua molécula e parte da massa. Como a massa de qualquer molécula é igual à soma das massas dos seus átomos constituintes, a massa molecular relativa é igual à soma das massas atômicas relativas correspondentes.

Por exemplo, o peso molecular da água, cuja molécula contém dois átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio, é igual a: (Até recentemente, os termos “peso atômico” e “peso molecular” eram usados ​​em vez dos termos “atômico”. peso” e “peso molecular”).

Junto com unidades de massa e volume, a química também usa uma unidade de quantidade de uma substância chamada mol (abreviada como “mole”).

Mole - uma quantidade de substância contendo tantas moléculas, átomos, íons, elétrons ou outras unidades estruturais quantos átomos em um isótopo de carbono.

Ao utilizar o conceito de “toupeira”, é necessário, em cada caso específico, indicar exatamente quais unidades estruturais se referem. Por exemplo, deve-se distinguir entre moles de átomos de H, moles de moléculas e moles de íons.

Atualmente, o número de unidades estruturais contidas em um mol de uma substância (constante de Avogadro) foi determinado com grande precisão. Em cálculos práticos é considerado igual a .

A razão entre a massa m de uma substância e sua quantidade é chamada de massa molar da substância

A massa molar é geralmente expressa em g/mol. Como um mol de qualquer substância contém o mesmo número de unidades estruturais, a massa molar da substância (g/mol) é proporcional à massa da unidade estrutural correspondente, ou seja, a massa molecular relativa (ou atômica) da substância ( Mãe)

onde K é o coeficiente de proporcionalidade, o mesmo para todas as substâncias.

É fácil ver que K=1. Na verdade, para o isótopo de carbono Motn = 12, e a massa molar (por definição do conceito “mole”) é 12 g/mol. Consequentemente, os valores numéricos de M (g/mol) e Motn coincidem, o que significa K = 1. Segue-se que a massa molar de uma substância, expressa em gramas por mol, tem o mesmo valor numérico que sua massa molecular relativa (atômica). Assim, a massa molar do hidrogênio atômico é 1,0079 g/mol, o hidrogênio molecular é 2,0158 g/mol e o oxigênio molecular é 31,9988 g/mol.

De acordo com a lei de Avogadro, o mesmo número de moléculas de qualquer gás ocupa o mesmo volume nas mesmas condições. Por outro lado, 1 mol de qualquer substância contém (por definição) o mesmo número de partículas. Segue-se que, a uma certa temperatura e pressão, 1 mol de qualquer substância no estado gasoso ocupa o mesmo volume.

Não é difícil calcular quanto volume um mol de gás ocupa em condições normais, ou seja, à pressão atmosférica normal ou) e temperatura. Por exemplo, foi estabelecido experimentalmente que a massa de 1 litro de oxigênio em condições normais é de 1,43 gramas. Conseqüentemente, o volume ocupado por um mol de oxigênio (32 gramas) nas mesmas condições será 32:1,43 = 22,4 litros. Obtemos o mesmo número calculando o volume de um mol de hidrogênio, dióxido de carbono, etc.

A razão entre o volume ocupado por uma substância e sua quantidade é chamada de volume molar da substância. Como segue do acima exposto, em condições normais o volume molar de qualquer gás é 22,4 l/mol.