Атомная масса. Молекулярная масса. Молярная масса

В настоящее время атомная масса – одна из фундаментальных характеристик химического элемента. Она служит основой для всевозможных стехиометрических расчетов по химическим формулам и уравнениям, вычисления молекулярных масс химических соединений. Понятие атомной массы приложимо не только к элементам (элементная масса), но и к отдельным изотопам (изотопная масса).

Все физико-химические методы определения атомных масс дают величину элементной массы. Только для моноизотопных элементов, представленных единственным природным изотопам, элементная масса совпадает с изотопной. Современные точные физические методы установления атомных масс (например, масс-спектроскопия) позволяют получать значения изотопных масс. Поэтому для установления атомной (элементной) массы необходимо еще знать изотопный состав элемента.

Долгое время в качестве единицы атомной массы была принята 1/16 средней массы атомов природного кислорода, состоящего из изотопов ¹⁶О, ¹⁷О и ¹⁸О. Эта единица составляла основу химической шкалы атомных масс. В основе же физической шкалы лежала 1/16 массы изотопа ¹⁶О. Переходный множитель от одной шкалы к другой 1,000275. Существование двух шкал атомных масс создавало определенные трудности. Разница между ними намного превышает точность определения атомных масс современными физическими и физико-химическими методами. В 1916 г. Международный союз по теоретической и прикладной химии (IUPAC) утвердил единую углеродную шкалу атомных масс. Основа ее – атомная единица массы (а.е.м.), равна 1/12 массы изотопа углерода ¹²С. По углеродной шкале относительные атомные массы водорода и кислорода соответственно равны 1,00798 и 15,9994. Таким образом, атомная (элементная) масса – среднее значение массы атома химического элемента, выраженное в атомных единицах массы. Молекулярная масса – масса молекулы, выраженная в атомных единицах массы; она равна сумме масс всех атомов, из которых состоит молекул (молекулярная масса в действительности представляет собой среднюю массу молекулы с учетом изотопного состава элементов, образующих данное соединение).

В химии практически важной единицей количества вещества является моль. В 1 моль содержится столько структурных единиц (атомы, молекулы или др.), сколько атомов в 12 г изотопа углерода . Число структурных единиц, содержащихся в 1 моль вещества, равно 6,022×10²³моль^–1(постоянная Авогадро). Масса 1 моль данного вещества, выраженная в граммах, называется его молярной (мольной) массой. Так, молярная масса молекулярного кислорода равна 31,9988 г/моль, а атомарного водорода – 1,0079 г/моль. Молярная масса вещества в граммах численно равна его молекулярной (атомной) массе, выраженной в атомных единицах массы.

Закон постоянства состава. Состав молекулярного соединения остается постоянным независимо от способа его получения. В отсутствие молекулярной структуры его состав зависит от условий получения и предыдущей обработки. Возьмем, к примеру, аммиак (NH₃). Независимо от способов получения (прямой синтез из простых веществ, разложение аммонийных солей, действие кислот на нитриды активных металлов и т.п.), состав молекулы аммиака всегда постоянен и неизменен: на атом азота приходится три атома водорода. А для оксида титана (+2) состав соединения зависит от условий получения и предыдущей обработки. В молекуле аммиака, состоящей лишь из четырех атомов, исключается изменчивость состава.

Оксид же титана (+2) представляет собой фазу, состоящую из огромного числа атомов (порядка постоянной Авогадро), которая и определяет свойства этого соединения. Это ярчайший пример перехода количества в качество: коллектив из колоссального числа частиц обладает уже новым качеством – непостоянством состава.

Закон эквивалентов. Вещества вступают в химические реакции в строго определенных массовых соотношениях, пропорциональных их эквивалентам.

Эквивалентом называется реальная или условная частица вещества, которая в кислотно-основных реакциях эквивалентна одному иону водорода, а в окислительно-восстановительных реакциях – одному электрону.

В химии обычно пользуются понятием эквивалентная масса (m_э), т.е. массой 1 эквивалента вещества. Размерность эквивалентной массы – г/моль. Эквивалентная масса элемента определяется как отношение атомной массы к его валентности:

.

Так, эквивалентная масса серы в SO₂ и в SO₃ определяется как 32/4 и 32/6 г/моль.

Эквивалентная масса кислоты равна отношению молярной массы кислоты к числу атомов водорода в ней, которые она способна отдавать в раствор при диссоциации:

= 98/2 = 49 г/моль; = 36,5/1 = 36,5 г/моль.

г/моль (СН₃СООН ↔СН₃СОО^- + Н⁺).

Эквивалентная масса гидроксида равна отношению молярной массы к числу гидроксильных групп:

= 40/1 = 40 г/моль; = 74 г/моль.

Эквивалентная масса оксида и соли определяется как отношение молярной массы соединения к произведению числа атомов элемента на его валентность:

= 44/1×4 = 11 г/моль; = 342/2×3 = 57 г/моль.

= 197,82/2×3 = 32,97 г/моль.

Эквивалент (эквивалентная масса) сложного вещества, как и эквивалент (эквивалентная масса) элемента, може т иметь различные значения и зависят от того, в какую реакцию вступает это вещества. Так, в реакции Са(ОН)₂+HCl =СаOHCl+H₂O участвует только один атом водорода, поэтому

= 74/1 = 74 г/моль,

а в реакции 2NaOH + H₃PO₄=Na₂HPO₄ + 2H₂O;

= 98/2 = 49 г/моль, так как в ней участвует только 2 катиона водорода из трех.

Математические выражения закона эквивалентов записываются следующим образом:

или ,

где m₁ и m₂ – масса 1-го и 2-го вещества;

– эквивалентная масса 1-го и 2-го вещества;

V₂ и V_э(2) – объем и эквивалентный объем 2-го вещества.

Второе выражение применяется, когда одно из реагирующих веществ находится в газообразном состоянии. При этом эквивалентный объем для водорода равен 11,2 дм³/моль, а для кислорода – 5,6 дм³/моль, исходя из молярного объема газа 22,4 дм³ при нормальных условиях.

Пример 1. Вычислите эквивалентную массу кислоты, 2 г которой содержат 0,1 г водорода, способного замещаться на металл.

Решение. По закону эквивалентов: m₁/m₂ = m_э(1)/m_э(2) Подставляем данные задачи в выражение и получаем:

m_э(1) = m₁×m_э(2)/m₂ = 2 × 1/ 0,1 = 20 г/моль.

Пример 2. На восстановление 2 г оксида металла израсходовано 920 см³ водорода, измеренного при нормальных условиях. Вычислите эквивалентные массы оксида и металла.

Решение. Исходя из закона эквивалентов: m₁/V₂ = m_э(1) / V_э(2), где эквивалентный объем водорода равен 11,2 дм³/моль, получаем

mэ =m₁× V_э(2) / V₂ = 2 × 11,2/ 0,92 = 24,3 г/моль.

Дата добавления: 2014-01-13