Tabla de química de masas molares de sustancias. Masa molar. Fórmula por definición
No es ningún secreto que los signos químicos permiten representar la composición de una sustancia compleja en forma de fórmulas.
Fórmula química es un registro condicional de la composición de una sustancia mediante signos e índices químicos.
Las fórmulas distinguen entre moleculares, estructurales, electrónicas y otras.
Fórmulas moleculares (H3P04, Fe203, A1 (OH) 3, Na2S04, 02, etc.) muestran la composición cualitativa (es decir, en qué elementos consiste la sustancia) y cuantitativa (es decir, cuántos átomos de cada elemento hay en la sustancia).
Fórmulas estructurales mostrar el orden de conexión de los átomos en una molécula, conectando átomos con guiones (un guión - uno enlace químico entre dos átomos en una molécula).
Peso atómico y molecular relativo
Masa atómica relativa una sustancia o elemento es una cantidad adimensional. ¿Por qué adimensional, porque la masa debe tener dimensiones?
La razón es que la masa atómica de una sustancia en kg es muy pequeña y se expresa en el orden de 10 a menos 27 grados. Para no tener en cuenta este indicador en los cálculos, la masa de cada elemento condujo a una proporción de 1/12 de la masa del isótopo de carbono. Por esta razón, la masa atómica relativa del carbono es de 12 unidades.
Los valores actuales de las masas atómicas relativas se dan en sistema periódico elementos de D.I. Mendeleev. La mayoría de los elementos son
Valores medios aritméticos de las masas atómicas de la mezcla natural de isótopos de estos elementos.
Por ejemplo, la masa relativa de hidrógeno es 1 y el oxígeno es 16.
El peso molecular relativo de sustancias simples y complejas es numéricamente igual a la suma de las masas atómicas relativas de los átomos que forman la molécula.
Por ejemplo, el peso molecular relativo del agua, que consta de dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno, es
Por fórmula química se puede calcular como composición química y peso molecular.
La composición cuantitativa determinada por fórmulas químicas tiene gran valor para numerosos cálculos que se realizan por composición química.
Cálculo del relativo peso molecular una sustancia según una fórmula química se produce sumando los productos de las masas atómicas relativas de los elementos a los índices correspondientes en la fórmula química.
Discutimos cómo se calcula un poco más el peso molecular de una sustancia.
Y esta es exactamente la tarea que automatiza nuestra calculadora química.
Conociendo la masa molecular de una sustancia, no nos cuesta nada calcular la masa molar.
Polilla- existe la cantidad de materia en un sistema que contiene tantos elementos estructurales como átomos hay en el carbono-12 que pesa 12 gramos
Por lo tanto, la masa molar de una sustancia corresponde exactamente a la masa molecular relativa y tiene la dimensión de gramos / mol.
Por tanto, la masa molar del agua es de 18 gramos / mol.
La masa molar de una sustancia se puede definir como la relación masa de una porción dada de una sustancia Para la cantidad de sustancia en esta porción
Características distintivas
En relación con otras calculadoras que calculan la masa molar de una sustancia, esta calculadora tiene las siguientes características:
La fórmula puede contener paréntesis, por ejemplo
La fórmula puede contener un coeficiente
Si es necesario calcular las fracciones de masa de cada elemento químico en la fórmula, entonces debe usar la calculadora Fracción de masa de una sustancia en línea
¿Las masas molares de qué elementos químicos no se redondean?
Es lógico suponer que si lee de dónde proviene el concepto de "masa relativa", que la masa "no redondeada" será para un elemento - carbón ... ¿Habrá otros elementos químicos con masas "no redondeadas"? Yo dudo.
sintaxis
fórmula molar [!]
donde fórmula es una fórmula arbitraria para una sustancia química.
¡Atención! Los elementos químicos en la fórmula deben indicarse como en la tabla periódica.
un ejemplo simple mostrará cuál es el costo de un error por no respetar las letras mayúsculas o minúsculas
Si escribimos CO, entonces esto es carbono y oxígeno, y si escribimos Co, entonces es cobalto.
Puede insertar un símbolo de servicio (signo de exclamación) en cualquier parte de la fórmula.
¿Qué nos da él?
Redondea todos los parámetros al nivel de precisión que se utiliza en currículum escolar... Es muy conveniente para quienes resuelven problemas escolares.
Por ejemplo, la masa molar del agua en los libros de texto escolares es 18, y si tenemos en cuenta algoritmos más precisos, obtenemos que la masa molar es 18,01528. La diferencia es pequeña, pero si calcula, por ejemplo, la fracción de masa de una sustancia química, obtendrá una discrepancia pequeña pero muy desagradable en los parámetros de salida, que puede inducir a error a los usuarios inexpertos de la calculadora.
Ejemplos de
escribir una solicitud molar NaMgU3O24C18H27
obtenemos la respuesta
Si escribimos un signo de exclamación en los parámetros de entrada, obtenemos la siguiente respuesta
El propósito de la lección.
NS familiarizar a los estudiantes con el concepto de "cantidad de sustancia", "mole"; para formarse una idea de la masa molar de una sustancia; enseñar a calcular la cantidad de una sustancia por una masa conocida de una sustancia y la masa de una sustancia por una cantidad conocida de una sustancia.
Tipo de lección: lección de estudio y consolidación primaria de conocimientos.
Tecnologias: elementos de colaboración tecnológica y aprendizaje de problemas.
Métodos: conversación heurística, actividad de búsqueda,
Conceptos básicos. Cantidad de sustancia, mol, número de Avogadro, constante de Avogadro, masa molar.
Resultados de aprendizaje planificados. Conozca el número de Avogadro, determine la cantidad de sustancia y mole. Saber determinar el número de unidades estructurales para una determinada cantidad de sustancia y viceversa. Saber de igualdad valores numéricos pesos moleculares molares y relativos. Ser capaz de calcular la masa de una determinada cantidad de sustancia.
Equipo: multimedia - equipamiento, tabla periódica de D.I. Mendeleev.
Durante las clases
1. Momento organizacional.
Hola queridos chicos. Mi nombre es Alla Stanislavovna, y hoy les daré una lección de química.
¡Mis amigos! Estoy muy feliz
Entra en tu clase amiga
Y para mi ya hay recompensa
Atención a tus ojos inteligentes
Sé que todos en la clase son genios.
Pero sin trabajo, el talento no es para el futuro,
Cruza las espadas de tus opiniones
¡Redactaremos una lección juntos!
2. Enunciado del problema de la lección y el objetivo.
Y comenzaremos nuestra lección con una situación divertida y no estándar que sucedió una vez en una tienda.
Kostya, alumno de octavo grado, fue a la tienda y le pidió a la vendedora que le vendiera 10 moles de sal de mesa.. ¿Qué le dijo la vendedora a Kostya?
Responderás a esta pregunta después de estudiar un tema nuevo.
¿Qué término es nuevo para ti?
Hoy les hablaré, quizás, sobre el papel dañino de la polilla.
La polilla se come la lana y la piel, es solo pánico para todos ...
Bueno, en química, ¡por favor! Hay otra palabra para "mole".
Y hoy en la lección nos familiarizaremos con este concepto.
Nuestra lección se llama “Cantidad de sustancia. Masa molar" ( escribir en un cuaderno).
El propósito de nuestra lección:
en primer lugar: familiarizarse con el concepto de "cantidad de sustancia", "mol";
en segundo lugar: formarse una idea de la masa molar de una sustancia;
tercero: aprender a calcular la cantidad de una sustancia a partir de una masa conocida de una sustancia y la masa de una sustancia a partir de una cantidad conocida de una sustancia.
3. Aprendizaje de material nuevo.
Todo es mensurable. Y ya está familiarizado con las unidades de medida de masa o volumen. Por ejemplo,
Al comprar azúcar, lo determinamos ___ (peso) con la ayuda de una balanza, usando unidades de medida -________ (kilogramos, gramos).
Al comprar leche a granel, lo determinamos _____ (volumen) usando instrumentos de medición, usando unidades de medida ______ (litro, mililitro)
También podemos determinar cuántas piezas (partículas) hay en 1 kilogramo.
La química es la ciencia de las sustancias. Las sustancias están formadas por átomos o moléculas. ¿En qué unidades se pueden medir las sustancias? Después de todo, los átomos y las moléculas no se pueden contar ni pesar.
Y luego se eligió una unidad especial para medir la sustancia, en la que se combinaron dos cantidades: el número de moléculas y la masa de la sustancia.
Tal unidad se llama cantidad de sustancia o mol.
Para medir 1 mol de una sustancia, debe tomar la mayor cantidad de gramos, cuál es la masa relativa de la sustancia:
1 mol de H 2 pesa 2 g (Mr (H 2) = 2)
1 mol de O 2 pesa 32 g (Mr (O 2) = 32)
1 mol de H 2 O pesa 18 g (Mr (H 2 O) = 18)
¿Y cuántas partículas reales, moléculas, hay en 1 mol de cualquier sustancia?
Se ha establecido que 1 mol de cualquier sustancia siempre contiene el mismo número de moléculas. Este número es 6 10 23. Por ejemplo,
1 mol de agua = 6 . 10 23 moléculas de Н 2 О,
1 mol de hierro = 6 . 10 23 átomos de Fe,
1 mol de cloro = 6 . 10 23 moléculas de Cl 2,
1 mol de iones de cloro Cl - = 6 . 10 iones de 23 Cl -.
En honor al científico italiano Amedeo Avogadro, este número se denominó constante de Avogadro.
Denotado N A = 6 × 10 23
La constante de Avogadro es tan grande que es difícil de imaginar.
El desierto del Sahara contiene menos de tres moles de los mejores granos de arena.
Si toma 1 mol de billetes de dólar, cubrirán todos los continentes de la Tierra con una capa de 2 kilómetros de espesor.
Ahora podemos escribir la definición del concepto "topo".
Mole es la CANTIDAD de SUSTANCIA, que contiene 6 10 23unidades estructurales de una sustancia dada -moléculas oátomos.
La cantidad de una sustancia se indica con la letra - n, medida en moles
Para averiguar el número de moléculas (N), puede utilizar la fórmula:
conociendo el número de moléculas, puedes encontrar la cantidad de una sustancia:
¿Qué se debe hacer para medir 1 mol de una sustancia?
Necesita tomar tantos gramos de esta sustancia, cuál es su peso molecular relativo.
La masa de 1 mol de una sustancia se llama masa molar. Se denota con la letra - M. se encuentra mediante la fórmula:
¿Adivina en qué unidades se medirá la masa molar?
medido en (g / mol)
La masa molar coincide en valor con la masa atómica o molecular relativa, pero difieren en unidades de medida (M - g / mol; Mr, Ar - cantidades adimensionales).
M (g / mol) = Señor
La tabla muestra las masas molares a modo de ilustración. METRO para varias sustancias de diferente estructura.
mesa... Masas molares de diversas sustancias.
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Sustancia |
Masa molecular o atómica Señor, (Аr) |
Masa molar METRO |
El número de Avogadro |
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Agua H 2 O |
6.02x10 23 moléculas |
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Óxido de calcio CaO |
6.02x10 23 moléculas |
||
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Carbono 12 C |
6.02 × 10 23 átomos |
||
|
6.02 × 10 23 átomos |
|||
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Átomo de cloro Сl |
35,5 g / mol |
6.02 × 10 23 átomos |
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Molécula de cloro Cl 2 |
6.02x10 23 moléculas |
Las masas molares de sustancias difieren entre sí, pero la cantidad de sustancia sigue siendo la misma: 1 mol.
El número de moles de la sustancia. norte encontrar a partir de la relación de masa metro de esta sustancia (g) a su masa molar METRO (g / mol).
Por lo tanto, la masa se puede encontrar mediante la fórmula:
Establezcamos la relación de las cantidades básicas: m = n? M, n = m / M, M = m / n, n = N / N A, N = n? N A, donde N A 6.02 × 10 23 mol -1
4. Asegurar el material
Hemos determinado cómo se relacionan la cantidad y la masa de una sustancia. Ahora resolvamos los problemas usando los conceptos discutidos anteriormente.
Problema número 1 ... Determine la masa de oxígeno por la cantidad de sustancia 3.6 mol.
Problema número 2 . ¿Qué cantidad de sustancia contienen 64 g de oxígeno?
Problema número 3 ... Calcule la cantidad de sustancia y el número de moléculas contenidas en el dióxido de carbono con una masa de 11 g.
Problema 4 . Halla la masa 24. 10 23 moléculas de ozono O 3.
Intentemos responder la pregunta que se hizo al comienzo de la lección:
si la vendedora estudió bien en el octavo grado, calculará rápidamente: masa (? aCl) = 58.5 (g / mol) × 10 (mol) = 585 gramos.
Luego vierte sal en la bolsa, la pesa y amablemente dice "Pague al cajero".
5. Tarea.
Entonces, amigos, es hora de decir adiós.
Y quiero desearte:
Siempre con ganas de aprender
Siempre dispuesto a trabajar.
Y nunca te desanimes.
Literatura:
- Alikberova L.Yu. Entretenida química, M, "AST-PRESS", 1999
- Berdonosov S.S., Chemistry 8kl, Miros, 1994.
- Periódico "Química en la escuela" Nº 44 1996. P. 9.
- Gabrielyan O.S. Grado de Química 8. M.: Avutarda, 2007.
- Ivanova R.G. Grado de química 8-9. M.: Educación, 2005.
- Novoshinskiy I.I. Novoshinskaya N.S. Tipos de problemas químicos y formas de resolverlos 8-11 grados. M .: Onyx siglo XXI.
- Colección educativa. Química. Curso basico. 8-9 grado. Laboratorio de sistemas multimedia de MarSTU. Yoshkar-Ola, 2003.
Trate de evaluar sus propios conocimientos y habilidades después de la lección de hoy.
- Entiendo todo, puedo enseñar a otro.
- Puedo explicar un tema nuevo con ayuda.
- es difícil para mí resolverlo por mi cuenta nuevo tema, necesitas ayuda.
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Fórmula |
Masa molar (M, g / mol) |
Peso (m, gramo) |
Recuento de partículas (N) |
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Fórmula |
Peso molecular relativo (Mr) |
Cantidad de sustancia (n, mol)) |
Masa molar (M, g / mol) |
Peso (m, gramo) |
Recuento de partículas (N) |
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Fórmula |
Peso molecular relativo (Mr) |
Cantidad de sustancia (n, mol)) |
Masa molar (M, g / mol) |
Peso (m, gramo) |
Recuento de partículas (N) |
En química, el concepto de "peso molecular" es extremadamente importante. El peso molecular a menudo se confunde con el peso molar. ¿Cuál es la diferencia entre estos valores y qué propiedades tienen?
Masa molecular
Los átomos y las moléculas son las partículas más pequeñas de cualquier quimicos... Si intentas expresar su masa en gramos, obtienes un número en el que habrá unos 20 ceros delante del punto decimal. Por lo tanto, es inconveniente medir la masa en unidades como gramos. Para salir de esta situación, una masa muy pequeña debe tomarse como una unidad, y todas las demás masas deben expresarse en relación con ella. 1/12 de la masa de un átomo de carbono se utiliza como unidad.
El peso molecular relativo es la masa de una molécula de una sustancia, que se mide en unidades de masa atómica. El peso molecular es igual a la relación entre la masa de una molécula de esta o aquella sustancia y 1/12 de la masa de un átomo de carbono. Muestra cuántas veces la masa de una molécula de cierta sustancia es más de 1/12 de la masa de un átomo de carbono.
Arroz. 1. Tabla de pesos moleculares de sustancias orgánicas.
La unidad de masa atómica (uma) es igual a 1,66 * 10 a -24 grados y representa 1/12 de la masa de un átomo de carbono, es decir, un isótopo del elemento carbono cuyo número de masa es 12. Un elemento químico en la naturaleza puede tener varios isótopos estables, por lo tanto, cuando se habla de la masa atómica relativa de un elemento o, como se dice a menudo, de la masa atómica del elemento A, se debe tener en cuenta la masa atómica de todos los nucleidos estables.
El peso molecular se confunde a menudo con el peso molar, cuya unidad es g / mol. Y de hecho, numéricamente, estas dos cantidades son absolutamente idénticas, pero sus dimensiones son completamente diferentes.
El peso molecular relativo se puede encontrar sumando las masas atómicas
Para calcular el peso molecular de sustancias simples y complejas, es necesario encontrar la suma de las masas atómicas relativas de los átomos que componen la molécula. Por ejemplo, el peso molecular relativo del agua Mr (H 2 O), que se sabe que consta de dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno, es 1 * 2 + 16 = 18.
Esto significa que la masa de una molécula de agua es 18 veces más que 1/12 de la masa de un átomo de carbono. Y el peso molecular del aire es 29.
Arroz. 2. Fórmula del peso molecular relativo.
Masa atomica
Masa atomica elemento químico- también una de las denominaciones más importantes de la química. La masa atómica es el valor medio de las masas atómicas de los isótopos naturales estables de este elemento, teniendo en cuenta su contenido relativo en la naturaleza (su distribución natural). Entonces, en la naturaleza hay dos isótopos estables del elemento cloro Cl con números de masa 35 y 37:
Ar (Cl) = (34.97 * 0.7553) + (36.95 * 0.2447) = 35.45 - este es el valor adoptado para el elemento cloro como su masa atómica relativa.
Por primera vez, el cálculo de los pesos atómicos fue realizado por D. Dalton. Relacionó los pesos atómicos de los elementos con el peso atómico del hidrógeno, tomándolo como una unidad. Sin embargo, los pesos del átomo de oxígeno y algunos otros elementos, calculados de acuerdo con su principio de "la mayor simplicidad", resultaron ser incorrectos.
Arroz. 3. D. Dalton.
Las verdaderas masas atómicas son escasas. El átomo de hidrógeno pesa 1.674 * 10 al -24 grados de un gramo, el oxígeno 26.67 * 10 al -24 grados de un gramo y el carbono 19.993 * 10 al -24 grados de un gramo.
¿Qué hemos aprendido?
En el currículo escolar de química (octavo grado), se presta mucha atención a un concepto como la masa atómica y molecular relativa de una sustancia. Los estudiantes estudian sus diferencias y características, y también aprenden a determinar las masas de gases y sustancias.
Prueba por tema
Evaluación del informe
Puntuación media: 4.3. Total de puntuaciones recibidas: 207.
Una de las unidades básicas del Sistema Internacional de Unidades (SI) es la unidad de la cantidad de sustancia es el mol.
Polilla – esta es la cantidad de una sustancia que contiene tantas unidades estructurales de una sustancia dada (moléculas, átomos, iones, etc.) como átomos de carbono hay en 0,012 kg (12 g) del isótopo de carbono 12 CON .
Considerando que el valor de la masa atómica absoluta para el carbono es metro(C) = 1,99 10 26 kg, puede calcular el número de átomos de carbono norte A contenido en 0,012 kg de carbono.
Un mol de cualquier sustancia contiene el mismo número de partículas de esta sustancia (unidades estructurales). El número de unidades estructurales contenidas en una sustancia en la cantidad de un mol es 6.02 10 23 y llamó El número de Avogadro (norte A ).
Por ejemplo, un mol de cobre contiene 6.02 · 10 23 átomos de cobre (Cu), y un mol de hidrógeno (H 2) contiene 6.02 · 10 23 moléculas de hidrógeno.
Masa molar(METRO) es la masa de una sustancia que se toma en una cantidad de 1 mol.
La masa molar se indica con la letra M y tiene la dimensión [g / mol]. En física, se utiliza la dimensión [kg / kmol].
En el caso general, el valor numérico de la masa molar de una sustancia coincide numéricamente con el valor de su masa molecular relativa (atómica relativa).
Por ejemplo, el peso molecular relativo del agua es:
Мr (Н 2 О) = 2Аr (Н) + Аr (O) = 2 ∙ 1 + 16 = 18 amu
La masa molar del agua tiene el mismo valor, pero se expresa en g / mol:
M (H 2 O) = 18 g / mol.
Así, un mol de agua que contiene 6.02 · 10 23 moléculas de agua (respectivamente 2 · 6.02 · 10 23 átomos de hidrógeno y 6.02 · 10 23 átomos de oxígeno) tiene una masa de 18 gramos. En el agua, la cantidad de sustancia es 1 mol, contiene 2 mol de átomos de hidrógeno y un mol de átomos de oxígeno.
1.3.4. La relación entre la masa de una sustancia y su cantidad.
Conociendo la masa de una sustancia y su fórmula química, y por tanto el valor de su masa molar, es posible determinar la cantidad de una sustancia y, a la inversa, conociendo la cantidad de una sustancia, es posible determinar su masa. Para tales cálculos, debe usar las fórmulas:
donde ν es la cantidad de sustancia, [mol]; metro- masa de sustancia, [g] o [kg]; M es la masa molar de la sustancia, [g / mol] o [kg / kmol].
Por ejemplo, para encontrar la masa de sulfato de sodio (Na 2 SO 4) en la cantidad de 5 mol, encontramos:
1) el valor del peso molecular relativo de Na 2 SO 4, que es la suma de los valores redondeados de las masas atómicas relativas:
Мr (Na 2 SO 4) = 2 Àr (Na) + Àr (S) + 4 Àr (O) = 142,
2) el valor numéricamente igual de la masa molar de la sustancia:
M (Na 2 SO 4) = 142 g / mol,
3) y, finalmente, la masa de 5 moles de sulfato de sodio:
m = ν M = 5 mol 142 g / mol = 710 g.
Respuesta: 710.
1.3.5. La relación entre el volumen de una sustancia y su cantidad.
En condiciones normales (n.o.), es decir a presión R igual a 101325 Pa (760 mm Hg), y una temperatura T, igual a 273.15 K (0 С), un mol de diferentes gases y vapores ocupa el mismo volumen igual a 22,4 l.
El volumen ocupado por 1 mol de gas o vapor en condiciones normales se llama volumen molargas y tiene una dimensión de litro por mol.
V mol = 22,4 l / mol.
Conociendo la cantidad de sustancia gaseosa (ν ) y valor de volumen molar (V mol) puede calcular su volumen (V) en condiciones normales:
V = ν V mol,
donde ν es la cantidad de sustancia [mol]; V es el volumen de la sustancia gaseosa [l]; V mol = 22,4 l / mol.
Y, a la inversa, conociendo el volumen ( V) de una sustancia gaseosa en condiciones normales, puede calcular su cantidad (ν) :
Las masas de átomos y moléculas son muy pequeñas, por lo que es conveniente elegir la masa de uno de los átomos como unidad de medida y expresar las masas de los átomos restantes en relación con él. Esto es exactamente lo que hizo el fundador de la teoría atómica Dalton, quien compiló una tabla de masas atómicas, tomando la masa de un átomo de hidrógeno como una unidad.
Hasta 1961, en física, 1/16 de la masa de un átomo de oxígeno 16 O se tomaba como una unidad de masa atómica (amu abreviado), y en química, 1/16 de la masa atómica promedio de oxígeno natural, que es una mezcla de tres isótopos. La unidad de masa química fue 0.03% más que la física.
Masa atómica y masa atómica relativa de un elemento.
Actualmente, se adopta un sistema de medición unificado en física y química. Se eligió 1/12 de la masa del átomo de carbono de 12 C como unidad estándar de masa atómica.
1 uma = 1/12 m (12 С) = 1.66057 × 10-27 kg = 1.66057 × 10-24 g.
DEFINICIÓN
Masa atómica relativa del elemento (A r) es una cantidad adimensional igual a la relación entre la masa promedio de un átomo de un elemento y 1/12 de la masa de un átomo 12 C.
Al calcular la masa atómica relativa, se tiene en cuenta la abundancia de isótopos de elementos en la corteza terrestre. Por ejemplo, el cloro tiene dos isótopos 35 Сl (75,5%) y 37 Сl (24,5%). La masa atómica relativa del cloro es:
Ar (Cl) = (0,755 × m (35 Cl) + 0,245 × m (37 Cl)) / (1/12 × m (12 C) = 35,5.
De la definición de masa atómica relativa, se deduce que la masa absoluta promedio de un átomo es igual a la masa atómica relativa multiplicada por uma:
m (Cl) = 35,5 × 1,66057 × 10-24 = 5,89 × 10-23 g.
Peso molecular relativo de un elemento
DEFINICIÓN
Peso molecular relativo (M r) es una cantidad adimensional igual a la relación entre la masa de una molécula de sustancia y 1/12 de la masa de un átomo 12 C.
El peso molecular relativo de una molécula es igual a la suma de las masas atómicas relativas de los átomos que forman la molécula, por ejemplo:
M r (N 2 O) = 2 × A r (N) + A r (O) = 2 × 14,0067 + 15,9994 = 44,0128.
La masa absoluta de una molécula es igual al peso molecular relativo multiplicado por uma.
La cantidad de átomos y moléculas en muestras ordinarias de sustancias es muy grande, por lo tanto, al caracterizar la cantidad de una sustancia, se usa una unidad especial de medida: el mol.
Un mol es la cantidad de una sustancia que contiene el mismo número de partículas (moléculas, átomos, iones, electrones) que átomos de carbono en 12 g del isótopo 12 C.
La masa de un átomo 12 С es igual a 12 amu, por lo tanto, el número de átomos en 12 g del isótopo 12 С es igual a:
N A = 12 g / 12 x 1.66057 x 10-24 g = 1 / 1.66057 x 10-24 = 6.0221 x 10-23.
Así, un mol de una sustancia contiene 6.0221 × 10 -23 partículas de esta sustancia.
La cantidad física N A se llama constante de Avogadro, tiene una dimensión = mol -1. El número 6.0221 × 10 -23 se llama número de Avogadro.
DEFINICIÓN
Masa molar (M) es la masa de 1 mol de una sustancia.
Es fácil demostrar que los valores numéricos de la masa molar M y la masa molecular relativa M r son iguales, pero la primera cantidad tiene la dimensión [M] = g / mol, y la segunda es adimensional:
M = N A × m (1 molécula) = N A × M r × 1 amu = (N A × 1 uma) × M r = × M r.
Esto significa que si la masa de una determinada molécula es, por ejemplo, 44 uma, entonces la masa de un mol de moléculas es 44 g.
La constante de Avogadro es un coeficiente de proporcionalidad que asegura la transición de relaciones moleculares a molares.