Молекулярный вес. Формула молекулярной массы Молекулярный вес формула

На законе Авогадро основан важнейший метод определения мо­лекулярных весов газообразных веществ. Но прежде чем гово­рить об этом методе, следует напомнить, в каких единицах выра­жаются молекулярные и атомные веса.

При вычислениях атомных весов первоначально принимали за единицу вес атома водорода, как самого легкого элемента, и по отношению к нему вычисляли атомные веса других элементов. Но так как для большинства элементов атомные веса опреде­ляются из их кислородных соединений, фактически вычисле­ния производились по отношению к атомному весу кислорода, который считался равным 16. Отношение между атомными ве­сами кислорода и водорода принималось равным 16:1. Впослед­ствии более точные исследования показали, что это отношение равно 15,88: 1, или 16: 1,008. Следовательно, если считать атом­ный вес водорода равным 1, атомный вес кислорода будет 15,88. Из практических соображений было решено оставить для кисло­рода атомный вес 16, приняв для водорода атомный вес 1,008.

Таким образом, в настоящее время единицей веса атомов яв­ляется 1 / 16 часть веса атома кислорода. Эта единица получила название«кислородной един ицы». Вес атома водорода равен 1,008 кислородной единицы, вес атома серы - 32,06 кисло­родной единицы и т, д.

Атомным весом элемента называется вес его атома, выра­ женный в кислородных единицах.

Так как вес молекулы любого равен сумме весов образующих ее атомов, понятно, что молекулярные веса должны выражаться в тех же единицах, что и атомные веса. Например, вес молекулы водорода, состоящей из двух атомов, равен 2,016 кислородной единицы; вес молекулы кислорода, также состоящей из двух атомов, равен 32 кислородным еди­ницам; вес молекулы воды, содержащей два атома водорода и один атом кислорода, равен 16 + 2,016=18,016 кислородной единицы и т. д.

Молекулярным весом простого или сложного назы­ вается вес его молекулы, выраженный в кислородных единицах.

Посмотрим теперь, как определяются молекулярные веса газообразных веществ.

По закону Авогадро, равные объемы газов, взятых при одина­ковом давлении и одинаковой температуре, содержат равное число молекул. Отсюда следует, что веса равных объемов двух газов должны относиться друг к другу, как их молекулярные веса.

Возьмем например, по одному литру двух различных газов. Пусть в каждом из них содержится по N молекул. Обозначим вес литра первого газа через g, а второго через g 1 . Молекулярные веса газов обозначим соответственно через М и M 1 . Так как вес литра газа равен сумме весов находящихся в нем молекул,

g = N M и g 1 =N M 1 Разделив первое равенство на второе, получим:(1)

Отношение веса данного газа к весу того же объема дру­гого газа, взятого при той же температуре и том же давлении, называется плотностью первого газа по второму. Например, 1 л углекислого газа весит 1,98 г, а 1 л водорода при тех же условиях 0,09 г, откуда плотность углекислого газа по водороду будет 1,98:0,09 = 22.

Обозначив плотность газа буквой D, перепишем уравнение (1):

откуда

M = D M 1 (2)

Молекулярный вес газа равен его плотности по отношению к другому газу, умноженной на молекулярный вес второго газа.

Очень часто плотности различных газов определяют по отно­шению к водороду как самому легкому из всех тазов. Так как молекулярный вес самого водорода равен 2,016, то в этом слу­чае формула для расчета молекулярных весов принимает вид:

М = 2,016 D

или, если округлить молекулярный вес водорода до 2:

М = 2 D

Вычисляя, например, по этой формуле молекулярный вес угле­кислого газа, плотность которого по водороду, как указано выше, равняется 22, находим:

М = 2 22 = 44

Нередко также вычисляют молекулярный вес газа, исходя из его плотности по воздуху. Хотя воздух представляет собой смесь нескольких газов, все же мы можем говорить о среднем мо­лекулярномвесе воздуха, определяемом из плотности воздуха по водороду. Найденный таким путем молекулярный вес воздуха равен 29.

Обозначив плотность исследуемого газа по воздуху через D 1 получим следующую формулу для вычисления молекулярных весов:

М = 29 D 1

Число 29 полезно запомнить, так как его часто применяют при расчетах.

Практически определение молекулярного веса сводится к из­мерению веса и объема некоторого количества исследуемого газа и последующему вычислению его плотности, после чего молеку­лярный вес находят прямопо формуле. Плотность газа может быть вычислена по отношению к любому другому газу, молеку­лярный вес которого и вес единицы объема известны. Но так как в справочниках указываются веса газов при нормальных усло­виях, а на опыте обычно приходится измерять вес и объем иссле­дуемого газа при других условиях, то для вычисления плотности газа нужно предварительно привести измеренный объем газа к нормальным условиям (0° и 760 мм давления).

Приведение к нормальным условиям производится на основа­нии уравнения, объединяющего газовые законы Бойля-Мариотта и Геи-Люссака:

где р и υ - соответственно давление и объем газа в условиях опыта; Р 0 — нормальное давление; υ 0 - объем газа при нормаль­ных условиях; Т - абсолютная температура газа.

Определяя из этого уравнения υ 0 , получаем формулу для вычисления объема газа при 0° и 760 мм давления:

Пример расчета молекулярного веса

Из опыта найдено, что 380 мл газа при температуре 27° и давлении 800 мм рт. ст. весят 0,455 г. Определить молекулярный вес газа, если известно, что 1 л воздуха при нормальных условиях весит 1,293 г.

Приводим найденный объем газа к нормальным условиям. Получаем:

Определяем теперь вес 1 л этого газа (g) при нормальных условиях:

Состав веществ сложный, хотя образованы они крохотными частицами — атомами, молекулами, ионами. многие жидкости и газы, а также некоторые твердые тела. Из атомов и заряженных ионов состоят металлы, многие соли. Все частицы обладают массой, даже самая крохотная если выразить ее в килограммах, получает очень маленькое значение. Например, m (Н 2 О) = 30 . 10 -27 кг. Такие важнейшие характеристики вещества, как масса и размеры микрочастиц, издавна изучают физики и химики. Основы были заложены в трудах Михаила Ломоносова и Рассмотрим, как изменились с тех пор взгляды на микромир.

Представления Ломоносова о «корпускулах»

Предположение о дискретном высказывали ученые Древней Греции. Тогда же было дано название «атом» мельчайшей неделимой частице тел, «кирпичику» мироздания. Великий русский исследователь М. В. Ломоносов писал о ничтожно малой, неделимой физическими способами частице строения вещества — корпускуле. Позже в трудах других ученых она получила название «молекула».

Масса молекулы, а также ее размеры, определяются свойствами составляющих ее атомов. Долгое время ученым не удавалось заглянуть вглубь микромира, что тормозило развитие химии и физики. Ломоносов неоднократно призывал коллег изучать и в своей работе опираться на точные количественные данные — «меру и вес». Благодаря работам русского химика и физика были заложены основы учения о строении вещества, ставшие составной частью стройной атомно-молекулярной теории.

Атомы и молекулы — «кирпичики мироздания»

Даже микроскопически малые тела сложно устроены, обладают различными свойствами. Такие частицы, как атомы, образованы ядром и электронными слоями, отличаются по количеству положительных и отрицательных зарядов, радиусу, массе. Атомы и молекулы существуют в составе веществ не изолированно, они притягиваются с разной силой. Более заметно действие сил притяжения в твердых телах, слабее — в жидкостях, почти не ощущаются в газообразных веществах.

Химические реакции не сопровождаются разрушением атомов. Чаще всего происходит их перегруппировка, возникает другая молекула. Масса молекулы зависит от того, какими атомами она образована. Но при всех изменениях атомы остаются химически неделимыми. Но они могут войти в состав разных молекул. При этом атомы сохраняют свойства того элемента, к которому относятся. Молекула до своего распада на атомы сохраняет все признаки вещества.

Микрочастица строения тел — молекула. Масса молекулы

Для измерения массы макротел используются приборы, старейший из которых — весы. Результат измерения удобно получать в килограммах, ведь это основная единица международной системы физических величин (СИ). Чтобы определить массу молекулы в килограммах, надо сложить атомные массы с учетом количества частиц. Для удобства была введена специальная единица массы — атомная. Можно записать ее в виде буквенного сокращения (а.е.м.). Эта единица соответствует одной двенадцатой части массы углеродного нуклида 12 С.

Если выразить найденное значение в стандартных единицах, то получаем 1,66 . 10 -27 кг. Такими малыми показателями для массы тел оперируют, в основном, физики. В статье приведена таблица, из которой можно узнать, чему равны массы атомов некоторых химических элементов. Чтобы узнать, чему равна масса одной в килограммах, умножим на два приведенную в таблице атомную массу этого химического элемента. В результате получим значение массы молекулы, состоящей из двух атомов.

Относительная молекулярная масса

Трудно оперировать в расчетах очень маленькими величинами, это неудобно, приводит к затратам времени, к ошибкам. Что касается массы микрочастиц, то выходом из затруднительной ситуации стало применение Привычный для химиков термин состоит из двух слов — «атомная масса», его обозначение — Ar. Идентичное понятие было введено для молекулярной массы (то же самое, что масса молекулы). Формула, связывающая две величины: Mr = m(в-ва)/1/12 m(12 C).

Нередко можно услышать, что говорят «молекулярный вес». Этот устаревший термин еще употребляется по отношению к массе молекулы, но все реже. Дело в том, что вес — это другая физическая величина — сила, которая зависит от тела. Напротив, масса служит постоянной характеристикой частиц, которые участвуют в химических процессах и перемещаются с обычной скоростью.

Как определить массу молекулы

Точное определение веса молекулы проводят при помощи прибора — масс-спектрометра. Для решения задач можно использовать сведения из периодической системы. К примеру, масса молекулы кислорода равна 16 . 2 = 32. Выполним несложные расчеты и найдем значение величины Mr(H 2 O) — относительной молекулярной массы воды. По таблице Менделеева определим, что масса атома кислорода — 16, водорода — 1. Проведем несложные расчеты: M r (H 2 O) = 1 . 2 + 16 = 18, где M r — молекулярная масса, H 2 O — молекула воды, H — символ элемента водорода, О — химический знак кислорода.

Массы изотопов

Химические элементы в природе и технике существуют в виде нескольких разновидностей атомов — изотопов. Каждый из них обладает индивидуальной массой, ее величина не может иметь дробное значение. Но атомная масса химического элемента чаще всего представляет собой число с несколькими знаками после запятой. При подсчетах учитывается распространенность каждой разновидности в земной коре. Поэтому массы атомов в периодической системе не всегда являются целыми числами. Используя такие величины для расчетов, мы получаем массы молекул, которые также не являются целыми числами. В некоторых случаях допускается округление значений.

Молекулярная масса веществ немолекулярного строения

Размеры и масса молекул

На электронных микрофотографиях крупных молекул можно рассмотреть отдельные атомы, но они настолько малы, что в обычный микроскоп не видны. Линейный размер частицы любого вещества, как и масса, — это постоянная характеристика. Диаметр молекулы зависит от радиусов образующих ее атомов, их взаимного притяжения. Размеры частиц меняются с увеличением числа протонов и энергетических уровней. Атом водорода — самый маленький по размерам, его радиус составляет всего 0,5 . 10 -8 см. Атом урана в три раза больше атома водорода. Настоящие «великаны» микромира — молекулы органических веществ. Так, линейный размер одной из протеиновых частиц равен 44 . 10 -8 см.

Подведем итог: масса молекул — это сумма масс атомов, входящих в их состав. Абсолютное значение в килограммах можно получить, умножив значение молекулярной массы, найденное в таблице Менделеева, на величину 1,66 . 10 -27 кг.

Молекулы ничтожно малы по сравнению с макротелами. Например, по своим размерам молекула воды Н 2 О уступает яблоку во столько же раз, во сколько раз этот фрукт меньше нашей планеты.

МОЛЕКУЛЯРНАЯ МАССА,

сумма масс атомов, входящих в состав данной молекулы; выражается в атомных единицах массы (а. е. м.). Поскольку 1 а. е. м. (иногда называемая дальтон, D) равна 1 / 12 массы атома нуклида 12 С и в единицах массы составляет 1,66057 . 10 -27 кг, то умножение М. м. на 1,66057 . 10 -27 дает абс. массу молекулы в килограммах. Чаще пользуются безразмерной величиной М отн -относительной М. м.: М отн где М х -> масса молекулы x, выраженная в тех же единицах массы (кг, г или др.), что и D. М. м. характеризует среднюю массу молекулы с учетом изотопного состава всех элементов, образующих данное хим. соединение. Иногда М. м. определяют для смеси разл. в-в известного состава, напр. для воздуха "эффективную" М. м. можно принять равной 29.

Абс. массами молекул удобно оперировать в области физики субатомных процессов и радиохимии, где путем измерения энергии частиц, согласно теории относительности, определяют их абс. массы. В химии и хим. технологии необходимо применять макроскопич. единицы измерения кол-ва в-ва. Число любых частиц (молекул, атомов, электронов или мысленно выделяемых в в-ве групп частиц, напр. пар ионов Na + и Сl - в кристаллич. решетке NaCl), равное Авогадро постоянной N А = 6,022 . 10 23 , составляет макроскопич. единицу кол-ва в-ва-моль. Тогда можно записать: М отн = x . N A /(D . N A),T.е. относительная М. м. равна отношению массы моля в-ва к N A D. Если в-во состоит из молекул с ковалентными связями между составляющими их атомами, то величина x . N A представляет собой м о л я рн у ю м а с с у этого в-ва, единицы измерения к-рой кг-моль (киломоль, кМ). Для в-в, не содержащих молекул, а состоящих из атомов, ионов или радикалов, определяется ф о р-м у л ь н а я м о л я р н а я м а с с а, т. е. масса N A частиц, соответствующих принятой формуле в-ва (однако в СССР часто и в этом случае говорят о М. м., что неверно).

Ранее в химии использовали понятия грамм-молекула, грамм-атом, грамм-ион, теперь-моль молекул, моль атомов, моль ионов, подразумевая под этим N A молекул, атомов, ионов и соотв. их молярные массы, выраженные в граммах или килограммах. Традиционно употребляют в качестве синонима термин "молекулярный (молярный) вес", т. к. определение массы производится с помощью весов. Но, в отличие от веса, зависящего от географич. координат, масса является постоянным параметром кол-ва в-ва (при обычных скоростях движения частиц в условиях хим. р-ций), поэтому правильнее говорить "молекулярная масса".

Большое число устаревших терминов и понятий, касающихся М. м., объясняется тем, что до эры космич. полетов в химии не придавали значения различию между массой и весом, к-рое обусловлено разностью значений ускорения своб. падения на полюсах (9,83 м. с -2) и на экваторе (9,78 м. с -2); при расчетах силы тяжести (веса) обычно пользуются средним значением, равным 9,81 м. с -2 . Кроме того, развитие понятия молекулы (как и атома) было связано с исследованием макроскопич. кол-в в-ва в процессах их хим. (реакции) или физ. () превращений, когда не была разработана теория строения в-ва (19 в.) и предполагалось, что все хим. соед. построены только из атомов и молекул.

Методы определения. Исторически первый метод (обоснованный исследованиями С. Канниццаро и А. Авогадро) предложен Ж. Дюма в 1827 и заключался в измерении плотности газообразных в-в относительно водородного газа, молярная масса к-рого принималась первоначально равной 2, а после перехода к кислородной единице измерений молекулярных и атомных масс-2,016 г. След. этап развития эксперим. возможностей определения М. м. заключался в исследовании жидкостей и р-ров нелетучих и недиссоциирующих в-в путем измерения коллигативных св-в (т. е. зависящих только от числа растворенных частиц) - осмотич. давления (см. Осмометрия), понижения давления пара, понижения точки замерзания (криоскопия )и повышения точки кипения (эбулиоскопия )р-ров по сравнению с чистым р-рителем. При этом было открыто "аномальное" поведение электролитов.

Понижение давления пара над р-ром зависит от молярной доли растворенного в-ва (закон Рауля): [( р - р 0 )/р] = N, где р 0 -> давление пара чистого р-рителя, р- давление пара над р-ром, N- молярная доля исследуемого растворенного в-ва, N = ( т х / М х )/[( т х / М х ) + (m 0 /M 0)], x и М х -соотв. навеска (г) и М. м. исследуемого в-ва, m 0 и М 0 -то же для р-рителя. В ходе определений проводят экстраполяцию к бесконечно разб. р-ру, т. е. устанавливают для р-ров исследуемого в-ва и для р-ров известного (стандартного) хим. соединения. В случае криоскопии и эбулиоскопии используют зависимости соотв. Dt 3 = Кс и Dt к = Еc, где Dt 3 -понижение т-ры замерзания р-ра, Dt к - повышение т-ры кипения р-ра, К и Е- соотв. криоскопич. и эбулиоскопич. постоянные р-рителя, определяемые по стандартному растворенному в-ву с точно известной М. м., с-моляльная исследуемого в-ва в р-ре ( с = М х т х. 1000/m 0). М. м. рассчитывают по ф-лам: М х = т х К. 1000/m 0 Dt 3 или М х = т х Е. 1000/m 0 Dt к. Методы характеризуются достаточно высокой точностью, т. к. существуют спец. (т. наз. термометры Бекмана), позволяющие измерять весьма малые изменения т-ры.

Для определения М. м. используют также изотермич. перегонку р-рителя. При этом пробу р-ра исследуемого в-ва вносят в камеру с насыщ. паром р-рителя (при данной т-ре); пары р-рителя конденсируются, т-ра р-ра повышается и после установления равновесия вновь понижается; по изменению т-ры судят о кол-ве выделившейся теплоты испарения, к-рая связана с М. м. растворенного в-ва. В т. наз. изопиестич. методах проводят изотермич. перегонку р-рителя в замкнутом объеме, напр. в Н-образном сосуде. В одном колене сосуда находится т. наз. р-р сравнения, содержащий известную массу в-ва известной М. м. (молярная концентрация C 1), в другом-р-р, содержащий известную массу исследуемого в-ва (молярная концентрация С 2 неизвестна). Если, напр., С 1 > С 2 ,> р-ритель перегоняется из второго колена в первое, пока молярные концентрации в обоих коленах не будут равны. Сопоставляя объемы полученных изопиестич. р-ров, рассчитывают М. м. неизвестного в-ва. Для определения М. м. можно измерять массу изопиестич. р-ров с помощью весов Мак-Бена, к-рые представляют собой две чашечки, подвешенные на пружинках в закрытом стеклянном сосуде; в одну чашечку помещают исследуемый р-р, в другую-р-р сравнения; по изменению положения чашечек определяют массы изопиестич. р-ров и, следовательно, М. м. исследуемого в-ва.

Осн. методом определения атомных и мол. масс летучих в-в является масс-спектрометрия. Для исследования смеси соед. эффективно использование хромато-масс-спектромет-рии. При малой интенсивности пика мол. иона применяют эффузиометрич. приставки к масс-спектрометрам. Эффузио-метрич. способ основан на том, что скорость вытекания газа в из камеры через отверстие, диаметр к-рого значительно меньше среднего пути своб. пробега молекулы, обратно пропорциональна квадратному корню из М. м. в-ва; скорость вытекания контролируют по изменению давления в камере. М. м. летучих соед. определяют также методами газовой хроматографии с газовыми весами Мартина. Последние измеряют скорость перемещения газа в канале, соединяющем трубки, по к-рым текут газ-носитель и газ из хроматографич. колонки, что позволяет определять разницу плотностей этих газов, зависящую от М. м. исследуемого в-ва.

М. м. измеряют для идентификации хим. соед., для установления содержания отдельных нуклидов в соед., напр. в воде, используемой в атомных энергетич. установках, а также при исследовании и синтезе высокомол. соед., св-ва к-рых существенно зависят от их М. м. (см. Молекулярная масса полимера). Средние значения М. м. полимеров устанавливают с помощью перечисленных выше методов, основанных на коллигативных св-вах разбавленных р-ров, по числу двойных связей ("мягким" озонолизом) или функц. групп (методами функцион. анализа), а также по таким св-вам их р-ров, как , светорассеяние. Средние значения мол. масс полимеров высокой степени полимеризации определяют по их реологич. характеристикам.

Лит.: Рафиков С. Р., Павлова С. А., Твердохлебова И. И., Методы определения молекулярных весов и полидисперсности высокомолекулярныхсоединений, М., 1963; Полинг Л., Полинг П., Химия, пер. с англ., М., 1978; Вилков Л. В., Пентин Ю. А., Физические методы исследования в химии, М., 1987. Ю. А. Клячко.

Химическая энциклопедия. - М.: Советская энциклопедия . Под ред. И. Л. Кнунянца . 1988 .

Смотреть что такое "МОЛЕКУЛЯРНАЯ МАССА" в других словарях:

Значение массы молекулы, выраженное в атомных единицах массы. Практически М. м. равна сумме масс входящих в неё атомов (см. АТОМНАЯ МАССА). Физический энциклопедический словарь. М.: Советская энциклопедия. Главный редактор А. М. Прохоров. 1983 … Физическая энциклопедия

- (молекулярный вес) масса молекулы, выраженная в атомных единицах массы. Практически равна сумме масс всех атомов, из которых состоит молекула. Величины молекулярной массы используются в химических, физических и химико технических расчетах … Большой Энциклопедический словарь

- (масса моля), термин ранее использовался для обозначения ОТНОСИТЕЛЬНОЙ МОЛЕКУЛЯРНОЙ МАССЫ … Научно-технический энциклопедический словарь

Молекулярная масса М м - Молекулярная масса, М. м. * малекулярная маса, М. м. * molecular mass or M. m. масса молекулы, не имеющая собственных единиц измерения, поэтому обычно в этом смысле используют термин «молекулярный вес» (см.) … Генетика. Энциклопедический словарь

молекулярная масса - — Тематики биотехнологии EN molecular mass … Справочник технического переводчика

Молекулярная масса - – относительная величина, отношение массы молекулы данного вещества к 1/12 части массы атома Изотопа углерода С12. [Ушеров Маршак А. В. Бетоноведение: лексикон. М.: РИФ Стройматериалы. 2009. – 112 с.] Рубрика термина: Общие термины… … Энциклопедия терминов, определений и пояснений строительных материалов

молекулярная масса - santykinė molekulinė masė statusas T sritis Standartizacija ir metrologija apibrėžtis Molekulės vidutinės masės arba tiksliai apibrėžto medžiagos darinio masės ir nuklido ¹²C atomo masės 1/12 dalies dalmuo. atitikmenys: angl. molecular mass;… …

молекулярная масса - santykinė molekulinė masė statusas T sritis Standartizacija ir metrologija apibrėžtis Molekulę sudarančių atomų santykinių atominių masių suma, skaitine verte lygi medžiagos molio masei. atitikmenys: angl. molecular mass; molecular weight;… … Penkiakalbis aiškinamasis metrologijos terminų žodynas

молекулярная масса - santykinė molekulinė masė statusas T sritis chemija apibrėžtis Molekulę sudarančių atomų santykinių atominių masių suma, skaitine verte lygi vieno medžiagos molio masei. atitikmenys: angl. molecular mass; molecular weight; relative molecular mass … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

- (молекулярный вес), масса молекулы, выраженная в атомных единицах массы. Практически равна сумме масс всех атомов, из которых состоит молекула. Величины молекулярной массы используются в химических, физических и химико технологических расчётах. * … Энциклопедический словарь

Книги

• Характеристики углеводородов. Анализ численных данных и их рекомендованные значения. Справочное издание , Ю. А. Лебедев , А. Н. Кизин , Т. С. Папина , И. Ш. Сайфуллин , Ю. Е. Мошкин , В настоящей книге представлены важнейшие численные характеристики ряда углеводородов, среди которых рассматриваются следующие физико-химические константы: молекулярная масса, температура… Категория: Химия Издатель: ЛЕНАНД , Производитель:

Массы атомов и молекул очень малы, поэтому в качестве единицы измерения удобно выбрать массу одного из атомов и выражать массы остальных атомов относительно нее. Именно так и поступал основоположник атомной теории Дальтон, который составил таблицу атомных масс, приняв массу атома водорода за единицу.

До 1961 года в физике за атомную единицу массы (а.е.м. сокращенно) принимали 1/16 массы атома кислорода 16 О, а в химии - 1/16 средней атомной массы природного кислорода, который является смесью трех изотопов. Химическая единица массы была на 0,03% больше, чем физическая.

В настоящее время за в физике и химии принята единая система измерения. В качестве стандартной единицы атомной массы выбрана 1/12 часть массы атома углерода 12 С.

1 а.е.м. = 1/12 m(12 С) = 1,66057×10 -27 кг = 1,66057×10 -24 г.

Относительная атомная и молекулярная масса элемента

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Относительная атомная масса элемента (A r) - это безразмерная величина, равная отношению средней массы атома элемента к 1/12 массы атома 12 С.

При расчете относительной атомной массы учитывается распространенность изотопов элементов в земной коре. Например, хлор имеет два изотопа 35 Сl (75,5%) и 37 Сl (24,5%).Относительная атомная масса хлора равна:

A r (Cl) = (0,755×m(35 Сl) + 0,245×m(37 Сl)) / (1/12×m(12 С) = 35,5.

Из определения относительной атомной массы следует, что средняя абсолютная масса атома равна относительной атомной массе, умноженной на а.е.м.:

m(Cl) = 35,5 ×1,66057×10 -24 = 5,89×10 -23 г.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Относительная молекулярная масса вещества (M r) - это безразмерная величина, равная отношению массы молекулы вещества к 1/12 массы атома 12 С.

Относительная молекулярная масса молекулы равна сумме относительных атомных масс атомов, входящих в состав молекулы, например:

M r (N 2 O) = 2×A r (N) + A r (O) = 2×14,0067 + 15,9994 = 44,0128.

Абсолютная масса молекулы равна относительной молекулярной массе, умноженной на а.е.м.

Число атомов и молекул в обычных образцах веществ очень велико, поэтому при характеристике количества вещества используют специальную единицу измерения - моль.

Моль - это количество вещества, которое содержит столько же частиц (молекул, атомов, ионов, электронов), сколько атомов углерода содержится в 12 г изотопа 12 С.

Масса одного атома 12 С равна 12 а.е.м., поэтому число атомов в 12 г изотопа 12 С равно:

N A = 12 г / 12 × 1,66057×10 -24 г = 1/1,66057×10 -24 = 6,0221×10 -23 .

Таким образом, моль вещества содержит 6,0221×10 -23 частиц этого вещества.

Физическую величину N A называют постоянной Авогадро, она имеет размерность = моль -1 . Число 6,0221×10 -23 называют числом Авогадро.

Молярная масса вещества

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Молярная масса (М) - это масса 1 моль вещества.

Легко показать, что численные значения молярной массы М и относительной молекулярной массы M r равны, однако первая величина имеет размерность [M] = г/моль, а вторая безразмерна:

M = N A × m (1 молекулы) = N A × M r × 1 а.е.м. = (N A ×1 а.е.м.) × M r = × M r .

Это означает, что если масса некоторой молекулы равна, например, 44 а.е.м., то масса одного моля молекул равна 44 г.

Постоянная Авогадро является коэффициентом пропорциональности, обеспечивающим переход от молекулярных отношений к молярным.

МОЛЕКУЛЯРНЫЙ ВЕС есть относительный вес молекулы вещества. Кроме возможности находиться в трех различных фазах (см. Аггрвгатное состояние) вещества обладают способностью распределяться одно в другом, образуя так наз. растворы. Согласно вант Гоффу (van"t Hoff) молекулы растворенного вещества при достаточном разведении раствора ведут себя подобно молекулам разреженных газов, т. е. вполне независимо друг от друга и действительно для разбавленных растворов газовые законы оказываются вполне справедливыми. В сжатых газах и еще более в жидкостях проявляются в значительной степени силы сцепления между молекулами, вызывая отступления от идеальных газовых законов и приводя к образованию сложных «полимеризованных» молекул. В твердых телах эти силы сцепления сказываются,наиболее резко, отдельные простейшие молекулы уже не различимы как отдельные индивидуумы, и весь кристалл твердого тела можно рассматривать как целую огромную молекулу. Т.о., говоря о М. в. какого-либо вещества, необходимо иметь в виду то состояние, в котором оно находится. Так как газовое состояние, а тем самым и растворенное, является наиболее изученным как теоретически, так и экспериментально, то наиболее разработанными оказываются методы определения М. в. газообразных (или парообразных) и растворенных веществ. Основное уравнение газового состояния есть уравнение Клапейрона pv=nRT(\), где р- давление, v -объем газа, п -число грамм молекул, R -газовая постоянная, Т -абсолютная t°. Заменяя п через выражение п - -- (2), где G -вес данного объема газа, а М -вес отдельной молекулы, мы получаем ур-ние pv = jjRT (3), на основании к-рого чисто экспериментальным путем, измеряя р, v, О и Т, мы можем определить относительный М. в. вещества. Принято М. в. относить к весу атома водорода, что позволяет выразить М. в. как сумму атомных весов элементов, входящих в молекулу. Напишем уравнение (3) для данного газа {х) и для водорода, взятых в равных объемах, при одинаковой t° и давлении: pv = - м х - RT и pv= = ~RT. Согласно закону Авогадро в равных объемах газов при одинаковых условиях находится равное число молекул, следовательно: |^=§|. Отсюда М Х = ^М Н, Отношение - - весов двух равных объемов газа, из к-рых один принят за единицу, есть плотность газа, в данном случае по водороду-Dff. Т. к. молекулы водорода, а также большинства элементарных газов заключают по 2 атома, то M ff = 2, откуда М х = 2 D# <4). В случае, если известна плотность дан- ного газа по отношению к воздуху, то, т. к. воздух в 14,37 раз тяжелее водорода, уравнение (4) принимает вид М х - 2.14,37 Ь воздуяа ~ =28,74 D в03духа (5). Так. обр. экспериментальное определение М. в. газообразных или парообразных веществ сводится к определению пло но ти данного газа. Существует несколько различных методов определения плотностей газов (п ров), основанных на различных принципах. Так, метод Д ю-м a (Dumas) состоит в определении веса известного объема газа. Сначала взвешивается баллон (с оттянутой трубкой), наполненный воздухом, затем в него помещают некоторое количество вещества и погружают в баню с t° выше t° кипения вещества, держа до тех пор, пока не прекратится выделение пара. Баллон запаивают и одновременно отмечают барометрическое давление= =упругости пара (Р) и температуру (t°). Зная объем баллона, мы знаем вес содержащегося в нем воздуха, откуда можно высчитать вес пустого баллона. Зная же вес пустого баллона и вес его с паром, определяем вес пара вещества в данном объеме при данных условиях. Относя затем этот вес к весу равного объема воздуха или водорода при тех же условиях, узнаем плотность газа (вес 1 с„% 8 воздуха=0,001293 г, водорода- 0,0000899 г при 0° и давлении 760 мм). Приведение веса 1 см 3 газа к условиям опыта производится по формуле G = -ц^щ^щ » г Д е G - искомый вес 1 ом 3 газа (в данном случае воздуха или водорода), G 0 -вес их при нормальных условиях, а -коеф. расширения газов, t°-температура опыта.-М е т о д Гофмана (Hofmann) основан на обратном принципе и заключается в следующем: отвешенное количество вещества в запаянной ампуле помещается в пустоту над ртутью барометрической трубки (длина к-рой более 760 мм). При нагревании снаружи ампула лопается, вещество испаряется под уменьшенным давлением и объем полученного пара непосредственно отсчитывается по шкале барометрической трубки (рис. 2). Наиболее широкое применение однако имеет метод В. М е й е р a (Meyer). Он заключается в следующем: небольшое отвешенное количество-вещества испаряют в трубке, наполненной воздухом, собирают вытесненный воздух и измеряют его объем. Трубка, в к-рую вводят вещество, окружается муфтой, наполненной какой-либо жидкостью, t° кипения к-рой по крайней мере на 30° выше t° кипения исследуемого вещества. В верхней своей части трубка имеет ответвление, соединяющее ее с приб ром для измерения объема вытесненного воздуха (рис. 1). Верхний конец трубки снабжен приспособлением, позволяющим в нужный момент вводить испытуемое вещество. Сначала кипятят жидкость в муфте до тех пор, пока не прекратится выделение воздуха и затем вводят вещество. которое быстро испаряется и вытесняет нек-рое количество воздуха, переходящего в эвдиометр. Объем его равен объему пара, образовавшегося в трубке при испарении взвешенного вещества, независимо от его собственной t°. Метод этот, как и метод Гофмана, требует очень мало вещества и при- ■605 меним при очень высоких t°. В этом случае стеклянная аппаратура заменяется стойкими сортами фарфоровой, выдерживающей t° до 1 700°. В случае, если вещество реагирует с кислородом воздуха, прибор наполняется каким-нибудь индиферентным газом (азотом, водородом, аргоном).-Определение плотностей паров и газов привело к ряду важных выводов. М. в. элементарных газов при обыкновенных условиях оказались вдвое больше, чем их атомные веса, и следовательно молекулы их заключают по два атома. При более высоких t° плотность их начинает

Рисунок 1.рис. 2.

Уменьшаться, что указывает на диссоциацию их на атомы. Плотности паров металлов отвечают одноатомным молекулам, тогда как молекулы паров фосфора, серы, мышьяка содержат более двух атомов и с повышением t° распадаются на более простые молекулы. Так, сера при 500° шестиатомна (S e), при 800° молекулы ее распадаются на £ 2 . Определение М. в. растворенных веществ основано на применении к растворам газовых законов. Как это было показано вант Гоффом, для растворенного вещества можно написать такое же уравнение состояния, как и для газа в аналогичных условиях, т. е. pv - nRT = -™ RT, где р есть осмотическое давление, т. е. то давление, которое растворенное вещество оказывает на полупроницаемую перегородку. Распространяя закон Авогадро на растворы, вант Гофф показал, что осмотическое давление, точно так же, как и газовое давление, зависит не от природы растворенного вещества, а лишь от числа растворенных молекул, и равно тому давлению, которое имело бы вещество, если бы находилось в газообразном состоянии при соответствующих условиях. Следовательно, если в одном литре растворена одна грамм-молекула вещества, то осмотическое давление будет равно 22,41 атмосферам при 0° и 22,41 (1+cct) атм. при t°. Т. о. измерение осмотического давления приводит к непосредственному определению М. в. растворенного вещества. Однако прямые измерения осмотич. давления сопряжены с большими трудностями. Наука обязана Раулю (Raoult) разработкой косвенных методов определения осмотического давления, а вместе с тем следовательно и М. в. растворенных веществ (см. Криоскопия). Между М. в. и понижением точки замерзания или повышением точки кипения раствора существует следующая зависимость, выражаемая уравнением М=С-^, где G -вес вещества, растворенного в 100 г растворителя, At -понижение точки замерзания или повышение точки кипения, а С-постоянная, найденная эмпирически Раулем, т. н. «молекулярное понижение» точки замерзания или «молекулярное повышение» точки кипения, величина, связанная со скрытой теплотой плавления или испарения уравне- нием С = щ-, где Т -абсолютная t° замерзания (или кипения) чистого растворителя, a q -скрытая теплота плавления или испарения на 1 грамм растворителя. Для воды молекулярное понижение =18,6, а молекулярное повышение = 5,15. Для измерения понижения t° замерзания или повышения t° кипения предложено большое число аппаратов, которые в принципе одинаковы. Наио"о-лее употребительны Бекмана приборы (см.). Метод криоскопический по существу возможен лишь для таких растворов, при которых происходит замерзаниетолькоодногорастворителя, но не раствора. При работах же с очень разбавленными растворами термометр Бекмана заменяется набором термоэлементов, соединенных с чувствительным гальванометром, что позволяет измерять t° до 0,00001 градуса. - Измерение М. веса растворенных веществ привело к выводам, имеющим важное теоретическое значение. Так, по отклонению от вышеприведенных формул был установлен с одной стороны факт электролитической диссоциации для электролитов, а с другой-ассоциации растворенного вещества, а также его гидратации или сольватации, т. е. соединения молекул растворенного вещества с молекулами растворителя. Следует подчеркнуть, что М. в., определяемый указанными методами, относится лишь к растворенному состоянию и на основании данных эбулиоскопии или криоскопии нельзя делать заключения о М. в. веществ в чистом состоянии. Переходя к М. в. сжатых газов и жидкостей, необходимо отметить, что до сих пор не имеется вполне совершенного и точного метода для их определения. Отступления от теории, наблюдаемые для сжатых газов и жидкостей, дают лишь косвенное указание на то, что мы имеем здесь дело с измененными молекулами. Так например согласно правилу Трутона (Trouton) отношение молекулярной теплоты испарения к абсолютной t° кипения жидкости есть величина постоянная -= = С. Величина С согласно II закону термодинамики связана с упругостью пара жидкости диференциальным ур-нием т - ВТ ~ d ~ . Т. о., измеряя скрытую теплоту испарения, мы имеем в руках метод для определения М. в. жидких веществ, т. к. А= М. I, где I -скрытая теплота испарения 1 грамма вещества. Однако правило Трутона не имеет универсального значения и справедливо лишь для небольшого числа жидкостей, для большинства же их отношение „ имеет свое особое значение, что одно уже указывает на различие М. в. в жидком и парообразном состоянии и на значительную ассоциацию жидкостей. Более определенные результаты дает метод, основанный на формуле Этвеша (Eotvos), выражающей зависимость между М. в. и поверхностным натяжением уv* 1 * = к(Т к - Т), где у - поверхностное натяжение, выражаемое в динах на см, v -молекулярный объем (=мол. вес х уд. объем), Т к -"Критическая t°, T - t° опыта, к -константа, независимая от температуры, равная в среднем 2,12. Но и в этом случае далеко не для всех жидкостей коеф. к оказывается независимым от t°. Принимается, что вещества, имеющие нормальный коеф. (не изменяющийся с t°), имеют в -жидком состоянии М. в, равный М. в. пара. Жидкости с коефшщенгом, меняющимся от t°, называются ассоциированными. М. в. их получается умножением М. в. газа на т. н. «фактор ассоциации», к-рыа вычисляется из отношения нормальной константы к к величине, получающейся на опыте. К числу ассоциированных жидкостей относятся спирты, жирные кислоты, фенол, вода (с фактором ассоциации = 4). Что касается М. в. твердых т е л, то все простейшие частицы кристалла так тесно связаны между собой, что движение одной вызывает движение всего кристалла целиком. Согласно последних воззрений на кристаллическое строение атомы в кристаллах сдерживаются теми же силами, что и атомы в отдельных газовых молекулах, т.е. силами химическими, поэтому мы можем рассматривать весь кристалл как целую молекулу и за М. в. его принимать вес этого кристалла. В настоящ. время целым рядом независимых друг от друга методов установлено абсолютное значение числа Авогадро, т.е. числа молекул в грамм-молекулярном объеме (22,41 л при 0° и 760 мм давления). Оно равно в среднем из различных определений 6,06 х10 23 . Отсюда нетрудно высчитать абсолютный вес атома водорода. Он оказывается равным 1,66х10 -84 г. Помножая это число на относительный М. в. вещества, находим абсолютный вес его молекулы. Лит.: Вознесенский С.иРебиндер П., Руководство к практическим работам по физической химии, гл. IV, М.-Л., 1928; Д ж о н с Г., Основы физической химии, гл. II, III и V, СПБ, 1911; У о к е р Д., Введение в физическую химию, гл. XIX, М., 1926: Ostwald-Luther, Hand- u. Hllfsbuch 7. Austuhrung physikochemischer Messungeri, hrsg. v. C. Drucker, Lnz.. 1927.Л. Лепинь. Н. Шилов.