Suhtelised aatom- ja molekulmassid.
Suhteline aatommass
Elementide aatomeid iseloomustab teatud (ainult neile omane) mass. Näiteks H-aatomi mass on 1,67 . 10 -23 g, C-aatom - 1,995 . 10 −23 g, O aatom − 2,66 . 10-23
Nii väikeste väärtuste kasutamine on ebamugav, nii et mõiste suhteline aatommass A r on antud elemendi aatomi massi suhe aatommassiühikusse (1,6605 . 10–24 g).
Molekul on aine väikseim osake, mis Keemilised omadused seda ainet. Kõik molekulid on üles ehitatud aatomitest ja on seetõttu ka elektriliselt neutraalsed.
Molekuli koostis kantakse üle molekulaarne valem, mis peegeldab kvalitatiivne koostis ained (selle molekulis sisalduvate keemiliste elementide sümbolid) ja selle kvantitatiivne koostis (madalamad numbrilised indeksid, mis vastavad iga elemendi aatomite arvule molekulis).
Aatomite ja molekulide mass
Aatomite ja molekulide masside mõõtmiseks füüsikas ja keemias on see aktsepteeritud üks süsteem mõõdud. Neid koguseid mõõdetakse suhtelistes ühikutes.
Aatommassi ühik (a.m.u.) on võrdne 1/12 massist m süsinikuaatom 12 C ( müks aatom 12 C on võrdne 1,993 × 10 -26 kg).
Elemendi suhteline aatommass (A r) on mõõtmeteta suurus, mis on võrdne suhtega keskmine kaal elemendi aatomist 1/12 12 C aatomi massist Suhtelise aatommassi arvutamisel võetakse arvesse elemendi isotoopkoostist. Kogused A r määratakse vastavalt tabelile D.I. Mendelejev
Aatomi absoluutmass (m) on võrdne suhtelise aatommassiga, mis on korrutatud 1 a.m.u. Näiteks vesinikuaatomi absoluutmass on määratletud järgmiselt:
m(H) = 1,008 × 1,661 × 10 -27 kg = 1,674 × 10 -27 kg
Ühendi suhteline molekulmass (M r) on mõõtmeteta suurus, mis võrdub massi suhtega m aine molekulid kuni 1/12 aatomi massist 12 C:
Suhteline molekulmass on võrdne molekuli moodustavate aatomite suhteliste masside summaga. Näiteks:
Härra(C2H6) \u003d 2H A r(C) + 6H A r(H) = 2 × 12 + 6 = 30.
Molekuli absoluutmass võrdub suhtelise molekulmassiga korda 1 amu.
2. Mida nimetatakse ekvivalendi molaarmassiks?
con ekvivalendid avastas Richter 1791. aastal. Elementide aatomid interakteeruvad üksteisega rangelt määratletud suhetes - ekvivalendid.
SI-s on ekvivalent (imaginaarse) osakese X 1/z osa. X on aatom, molekul, ioon jne. Z on võrdne prootonite arvuga, mida osake X seob või loovutab (neutraliseerimise ekvivalent) või elektronide arvuga, mille osake X annab või vastu võtab (oksüdatsiooni-redutseerimise ekvivalent) või X iooni laenguga (iooniline ekvivalent).
Ekvivalendi molaarmass, mõõde on g / mol, on osakese X molaarmassi ja arvu Z suhe.
Näiteks elemendi ekvivalendi molaarmass määratakse elemendi molaarmassi ja selle valentsi suhtega.
Ekvivalentide seadus: Reagentide massid on omavahel seotud kui nende ekvivalentide molaarmassid.
matemaatiline avaldis
kus m 1 ja m 2 on reaktiivide massid,
Nende ekvivalentide molaarmassid.
Kui aine reageerivat osa iseloomustab mitte mass, vaid maht V(x), siis ekvivalentide seaduse avaldises asendatakse selle ekvivalendi molaarmass ekvivalendi molaarmahuga.
3. Millised on keemia põhiseadused?
Keemia põhiseadused. Massi ja energia jäävuse seaduse sõnastas M. V. Lomonosov 1748. aastal. Keemilistes reaktsioonides osalevate ainete mass ei muutu. 1905. aastal uskus Einstein, et energia ja massi suhe
E \u003d m × c 2, c = 3 × 10 8 m/s
Mass ja energia on aine omadused. Mass on energia mõõt. Energia on liikumise mõõt, seega ei ole need samaväärsed ega muutu üksteiseks, kui keha energia muutub E, selle mass muutub m. Tuumakeemias toimuvad tajutavad massimuutused.
Aatomi-molekulaarse teooria seisukohalt konstantse massiga aatomid ei kao ega teki millestki, see viib ainete massi säilimiseni. Seadus on eksperimentaalselt tõestatud. Selle seaduse alusel koostatakse keemilised võrrandid. Kvantitatiivseid arvutusi reaktsioonivõrrandite abil nimetatakse stöhhiomeetrilisteks arvutusteks. Kõikide kvantitatiivsete arvutuste aluseks on massi jäävuse seadus, mistõttu on võimalik tootmist planeerida ja kontrollida.
4. Millised on põhiklassid anorgaanilised ühendid olemas? Too definitsioon, too näiteid.
Lihtsad ained. Molekulid koosnevad sama tüüpi aatomitest (sama elemendi aatomitest). Keemilistes reaktsioonides ei saa nad laguneda, moodustades teisi aineid.
Komplekssed ained (või keemilised ühendid). Molekulid koosnevad aatomitest erinevat tüüpi(erinevate keemiliste elementide aatomid). Keemilistes reaktsioonides lagunevad nad mitmete teiste ainete moodustamiseks.
Metallide ja mittemetallide vahel pole teravat piiri, sest on lihtsaid aineid, millel on kaks omadust.
5. Millised on peamised tüübid keemilised reaktsioonid?
Erinevaid keemilisi reaktsioone on palju ja nende klassifitseerimiseks on mitmeid viise. Kõige sagedamini klassifitseeritakse keemilised reaktsioonid reagentide ja reaktsioonisaaduste arvu ja koostise järgi. Selle klassifikatsiooni järgi eristatakse nelja tüüpi keemilisi reaktsioone - need on kombineerimis-, lagunemis-, asendus-, vahetusreaktsioonid.
Ühenduse reaktsioon on reaktsioon, milles reagentideks on kaks või enam lihtsat või kompleksset ainet ja saadus on üks kompleksaine. Ühendreaktsioonide näited:
Lihtainetest oksiidi moodustumine - C + O 2 \u003d CO 2, 2Mg + O 2 \u003d 2MgO
Metalli interaktsioon mittemetalliga ja soola saamine - 2Fe + 3Cl 2 \u003d 2FeCl 3
Oksiidide koostoime veega - CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2
lagunemisreaktsioon Reaktsioon, milles reagendiks on üks kompleksaine ja produktiks kaks või enam lihtsat või kompleksset ainet. Kõige sagedamini kulgevad lagunemisreaktsioonid kuumutamisel. Lagunemisreaktsioonide näited:
Kriidi lagunemine kuumutamisel: CaCO 3 \u003d CaO + CO 2
Vee lagunemine toimel elektrivool: 2H 2O \u003d 2H2 + O 2
Elavhõbedaoksiidi lagunemine kuumutamisel - 2HgO = 2Hg + O 2
asendusreaktsioon- see on reaktsioon, mille reagendid on lihtsad ja keerulised ained ning saadused on samuti lihtsad ja keerukad ained, kuid kompleksaines on ühe elemendi aatomid asendatud lihtsa reagendi aatomitega. Näited:
Vesiniku asendamine hapetes - Zn + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2
Metalli nihkumine soolast - Fe + CuSO 4 \u003d FeSO 4 + Cu
Leeliste teke - 2Na + 2H 2 O \u003d 2NaOH + H 2
Vahetusreaktsioon- see on reaktsioon, mille reagendid ja produktid on kaks keerulist ainet, reaktsiooni käigus vahetavad reagendid oma koostisosad, mille tulemusena moodustuvad muud komplekssed ained. Näited:
Soola interaktsioon happega: FeS + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2 S
Kahe soola koostoime: 2K 3 PO 4 + 3MgSO 4 = Mg 3 (PO 4) 2 + 3K 2 SO 4
On keemilisi reaktsioone, mida ei saa seostada ühegi loetletud tüübiga.
6. Kelle, millal ja milliste katsetega avastati aatomi tuum ja loodi aatomi tuumamudel?
Aatomi tuumamudel. Ühe esimese aatomi struktuuri mudeli pakkus välja inglise füüsik E. Rutherford. A-osakeste hajumise katsetes selgus, et peaaegu kogu aatomi mass on koondunud väga väikesesse ruumalasse – positiivselt laetud tuuma. Rutherfordi mudeli järgi liiguvad elektronid pidevalt ümber tuuma suhteliselt suurel kaugusel ja nende arv on selline, et tervikuna on aatom elektriliselt neutraalne. Hiljem kinnitasid teised teadlased elektronidega ümbritsetud raske tuuma olemasolu aatomis. Esimene katse luua kogutud katseandmete põhjal aatomi mudel (1903) kuulub J. Thomsonile. Ta arvas, et aatom on elektriliselt neutraalne sfäärilise kujuga süsteem, mille raadius on ligikaudu 10–10 m. Aatomi positiivne laeng on ühtlaselt jaotunud kogu kuuli ruumala ulatuses ja negatiivselt laetud elektronid on selle sees. (joonis 6.1.1). Aatomite joonkiirgusspektrite selgitamiseks püüdis Thomson määrata elektronide asukohta aatomis ja arvutada nende võnkumiste sagedusi ümber tasakaaluasendi. Need katsed ei olnud aga edukad. Mõni aasta hiljem tõestati suure inglise füüsiku E. Rutherfordi katsetes, et Thomsoni mudel oli vale.
7. Mida uut tõi N. Bohr aatomi mõistesse? Anna kokkuvõte Bohri postulaadid vesinikuaatomile rakendatuna.
Bohri teooria vesinikuaatomi kohta
Järgides Bohri teooriat vesinikuaatomi kohta, pakkus Sommerfeld välja sellise kvantimisreegli, et vesinikuaatomile rakendatuna ei lähe Bohri mudel vastuollu de Broglie postuleeritud elektroni lainelise olemusega. Tuletage vesinikuaatomi energiatasemete avaldis Sommerfeldi reegli abil, mille kohaselt on lubatud elektronide orbitaalid ringid, mille pikkus on elektroni lainepikkuse kordne.
Kuna kvantarvud I, m ei aita midagi kaasa elektroonilise oleku energiasse, siis on kõik võimalikud olekud antud radiaaltasandil energeetiliselt võrdsed. See tähendab, et spektris vaadeldakse ainult üksikuid jooni, nagu Bohr ennustas. Siiski on hästi teada, et vesiniku spektris on peenstruktuur, mille uurimine andis tõuke vesinikuaatomi Bohr-Sommerfeldi teooria väljatöötamisele. See on ilmne lihtne vorm lainevõrrand ei kirjelda vesinikuaatomit päris adekvaatselt ja seega oleme positsioonis, vaid veidi parim lisand kui põhineb Bohri aatomimudelil.
8. Mis määratakse ja millised väärtused võivad olla: peamine kvantarv n, sekundaarne (orbitaalne) - l, magnetiline - m l ja keeruta - Prl?
Kvant uued numbrid.
1. Peamine kvantarv, n– aktsepteerib täisarve vahemikus 1 kuni ¥ (n=1 2 3 4 5 6 7…) või tähti (K L M N O P Q).
max väärtus n vastab energiatasemete arvule aatomis ja vastab perioodi numbrile D.I tabelis. Mendelejev, iseloomustab elektroni energia väärtust, orbitaali suurust. Elemendil n=3 on 3 energiataset, see asub kolmandas perioodis, omab suuremat elektronpilve ja energiat kui elemendil n=1.
2. Orbitaalkvantarv l võtab väärtusi sõltuvalt peamisest kvantarvust ja sellel on vastavad täheväärtused.
l = 0, 1, 2, 3… n-1
l - iseloomustab orbitaalide kuju:
Sama väärtusega orbitaalid n, nina erinevad väärtused l erinevad mõnevõrra energia poolest, st tasemed jagunevad alamtasanditeks.
Võimalike alamtasandite arv on võrdne peamise kvantarvuga.
3. Magnetkvantarv m l võtab väärtused -l,…0…,+l.
Magnetkvantarvu võimalike väärtuste arv määrab antud tüüpi orbitaalide arvu. Igal tasemel saab olla ainult:
üks s on orbitaal, sest m l=0, kui l=0
kolm p - orbitaali, m l= -1 0 +1, kus l = 1
viis d orbitaali m l=-2 –1 0 +1 +2, l=2
seitse f orbitaali.
Magnetkvantarv määrab orbitaalide orientatsiooni ruumis.
4. Spinni kvantarv (spin), m s.
Spin iseloomustab elektroni magnetmomenti, mis on tingitud elektroni pöörlemisest ümber oma telje päri- ja vastupäeva.
Tähistades elektroni noolega ja orbitaali kriipsu või lahtriga, saate näidata
Reeglid, mis iseloomustavad orbitaalide täitmise järjekorda.
Pauli põhimõte:
ll n 2 ja tasemel - 2n 2
n+l), kui võrdne, koos n- vähim.
Gundi reegel
9. Kuidas seletab Bohri teooria aatomispektrite päritolu ja joonstruktuuri?
N. Bohri teooria pakuti välja 1913. aastal, see kasutas Rutherfordi planeedimudelit ja Planck-Einsteini kvantteooriat. Planck uskus, et koos aine jaguvuse piiriga – aatomiga on ka energia jaguvuse piir – kvant. Aatomid ei kiirga energiat pidevalt, vaid teatud kvantide osades
N. Bohri esimene postulaat: on rangelt määratletud lubatud, nn statsionaarsed orbiidid; olles, millel elektron ei neela ega kiirga energiat. Lubatud on ainult need orbiidid, mille nurkimment on võrdne korrutisega m e × V × r, võib muutuda teatud osades (kvantides), s.t. on kvantiseeritud.
Aatomi olekut n=1 nimetatakse normaalseks, n=2,3… - ergastatud.
Raadiuse kasvades elektroni kiirus väheneb, kineetiline ja koguenergia suureneb.
Bohri teine postulaat:ühelt orbiidilt teisele liikudes neelab või kiirgab elektron energiakvanti.
K kaugel -E lähedal =h × V. E \u003d -21,76 × 10 -19 / n 2 J / aatom \u003d -1310 kJ / mol.
Sellist energiat tuleb kulutada selleks, et viia elektron vesinikuaatomis esimeselt Bohri orbiidilt (n=1) lõpmatult kaugele, s.t. eemaldage aatomilt elektron, muutes selle positiivselt laetud iooniks.
Bohri kvantteooria selgitas vesinikuaatomite spektri lineaarset olemust.
Puudused:
1. Postuleeritakse, et elektron püsib ainult statsionaarsetel orbiitidel, kuidas toimub sel juhul elektronide üleminek?
2. Kõiki spektrite detaile ei selgitata, nende erinevad paksused.
Mida nimetatakse aatomi energiatasemeks ja energia alamtasemeks?
Number energiat tasemed aatom võrdne selle perioodi arvuga, mil see asub. Näiteks kaalium (K) - neljanda perioodi element, sisaldab 4 energiatasemed(n = 4). Energia alamtase- orbitaalide komplekt koos samad väärtused pea- ja orbitaalkvantarvud.
11. Mis kujuga need on s-, p- Ja d- elektroonilised pilved.
Keemiliste reaktsioonide käigus jäävad aatomite tuumad muutumatuks, aatomitevahelise elektronide ümberjaotumise tõttu muutub ainult elektronkestade struktuur. Aatomi võime elektrone loovutada või vastu võtta määrab selle keemilised omadused.
Elektronil on kahekordne (korpuskulaarlaine) olemus. Laineomaduste tõttu saavad elektronid aatomis omada ainult rangelt teatud väärtused energia, mis sõltub kaugusest tuumani. Sarnaste energiaväärtustega elektronid moodustavad energiataseme. See sisaldab rangelt määratletud elektronide arvu - maksimaalselt 2n 2 . Energiatasemed jagunevad s-, p-, d- ja f- alamtasanditeks; nende arv on võrdne taseme numbriga.
Elektronide kvantarvud
Iga elektroni olekut aatomis kirjeldatakse tavaliselt nelja kvantarvu abil: põhiarvu (n), orbitaalarvu (l), magnetilist (m) ja spinni (s). Kolm esimest iseloomustavad elektroni liikumist ruumis ja neljas - ümber oma telje.
Peamine kvantarv(n). Määrab elektroni energiataseme, taseme kauguse tuumast, elektronpilve suuruse. See võtab täisarvu väärtused (n = 1, 2, 3 ...) ja vastab perioodi numbrile. Mis tahes elemendi perioodilisest süsteemist saate perioodi numbri järgi määrata aatomi energiatasemete arvu ja selle, milline energiatase on väline.
Element kaadmium Cd asub viiendas perioodis, mis tähendab n = 5. Tema aatomis on elektronid jaotunud viiele energiatasemele (n = 1, n = 2, n = 3, n = 4, n = 5); viies tase on väline (n = 5).
Orbitaalkvantarv(l) iseloomustab orbitaali geomeetrilist kuju. Võtab täisarvu väärtuse vahemikus 0 kuni (n - 1). Olenemata energiataseme numbrist vastab iga orbitaalkvantarvu väärtus erikujulise orbitaalile. Samade n-väärtustega orbitaalide komplekti nimetatakse energiatasemeks, samade n-ga ja l-ga - alamtasemeks.
l=0 s-alamtase, s-orbitaal - sfääriorbitaal
l=1 p- alamtasand, p-orbitaal – hantli orbitaal
l=2 d- alamtasand, d- orbitaal - orbitaal keeruline kuju
f-alamtase, f-orbitaal – veelgi keerulisema kujuga orbitaal
Esimesel energiatasemel (n = 1) saab orbiidi kvantarv l üks tähendus l \u003d (n - 1) \u003d 0. Asustatud inimese kuju on sfääriline; esimesel energiatasandil on ainult üks alamtase – 1s. Teise energiataseme (n = 2) korral võib orbitaalkvantarvul olla kaks väärtust: l = 0, s-orbitaal - sfäär suurem suurus kui esimesel energiatasemel; l = 1, p-orbitaal - hantel. Seega on teisel energiatasemel kaks alamtasandit - 2s ja 2p. Kolmanda energiataseme (n = 3) jaoks võtab orbitaalkvantarv l kolm väärtust: l = 0, s-orbitaal - suurema suurusega kera kui teisel energiatasemel; l \u003d 1, p-orbitaal - suurema suurusega hantel kui teisel energiatasemel; l = 2, d on keerulise kujuga orbitaal.
Seega võib kolmandal energiatasemel olla kolm energia alamtasandit - 3s, 3p ja 3d.
12. Esitage Pauli printsiibi ja Gundi reegli sõnastus.
Pauli põhimõte: Aatomil ei saa olla kahte või enamat elektroni, millel on sama kõigi nelja kvantarvu komplekt. Millest järeldub, et kaks vastassuunalise spinniga elektroni võivad olla samal orbitaalil.
Maksimaalne võimalik elektronide arv:
s - alamtasandil - üks orbitaal - 2 elektroni, s.o. s2;
p- - -kolme orbitaali sisse - 6 elektroni, s.o. lk 6;
d-l - - - viis orbitaali - 10 elektroni, s.o. d10;
f- - - - seitsmel orbitaalil - 14 elektroni, s.o. f 14 .
Orbitaalide arv alamtasanditel määratakse 2-ga l+1 ja nende elektronide arv on 2×(2 l+1), on orbitaalide arv alamtasanditel võrdne peamise kvantarvu ruuduga n 2 ja tasemel - 2n 2, See. elementide perioodilise süsteemi esimesel perioodil võib olla maksimaalselt 2 elementi, teises - 8, kolmandas - 18 elementi, neljandas - 32.
Vastavalt M. V. Klechkovsky I ja II reeglitele toimub orbitaalide täitmine summa kasvavas järjekorras ( n+l), kui võrdne, koos n- vähim.
Elektroonilised valemid on kirjutatud järgmiselt:
1. Numbrilise koefitsiendi kujul märkige energiataseme number.
2. Andke alamtaseme tähttähised.
3. Elektronide arv antud energia alamtasemel on näidatud eksponendina, kusjuures kõik antud alamtaseme elektronid summeeritakse.
Elektronide paigutus antud alamtasandil sõltub Gundi reegel: antud alamtasemel kipuvad elektronid hõivama maksimaalse arvu vabu orbitaale, nii et koguspinn on maksimaalne.
13. Esitage Kletškovski reeglite sõnastus. Kuidas nad määravad AO täitmise järjekorra?
Vastavalt M. V. Klechkovsky I ja II reeglitele toimub orbitaalide täitmine summa kasvavas järjekorras ( n+l), kui võrdne, koos n- vähim.
Elektroonilised valemid on kirjutatud järgmiselt:
1. Numbrilise koefitsiendi kujul märkige energiataseme number.
2. Andke alamtaseme tähttähised.
3. Elektronide arv antud energia alamtasemel on näidatud eksponendina, kusjuures kõik antud alamtaseme elektronid summeeritakse.
14. Mida nimetatakse ionisatsioonienergiaks, elektronide afiinsuseks, elektronegatiivsuseks ja millistes ühikutes neid mõõdetakse?
Aatomi omadused. Keemiline iseloom elemendi määrab selle aatomi võime kaotada või saada elektrone. Seda võimet saab mõõta ionisatsioonienergia aatom ja tema elektronide afiinsus.
Ionisatsioonienergia nimetatakse energiaks, mis tuleb kulutada elektroni eraldamiseks aatomist (ioonist või molekulist). Seda väljendatakse džaulides või elektronvoltides. 1 EV \u003d 1,6 × 10 -19 J.
Ionisatsioonienergia I on aatomi redutseerimisvõime mõõt. Mida väiksem I, seda suurem on aatomi redutseerimisvõime.
Väiksemad väärtused Mul on esimese rühma elemendid. Nende väärtused I 2 suurenevad järsult. Samamoodi suureneb II rühma s elementide puhul I 3 järsult.
Kõrgeimad väärtused I 1 sisaldab VIII rühma p-elemente. See ionisatsioonienergia suurenemine I rühma s elementidelt VIII rühma p elementidele on tingitud tuuma efektiivse laengu suurenemisest.
elektronide afiinsus nimetatakse energiaks, mis vabaneb elektroni kinnitumisel aatomi (iooni või molekuli) külge. Seda väljendatakse ka J või eV. Võime öelda, et elektronide afiinsus on osakeste oksüdeerimisvõime mõõt. E usaldusväärsed väärtused on leitud vaid väikese arvu elementide jaoks.
VII rühma p-elementidel (halogeenidel) on kõrgeim elektronafiinsus, kuna ühe elektroni neutraalse aatomi külge kinnitades omandavad nad terve elektronokteti.
E (F) = 3,58 eV, E (Cl) = 3,76 eV
Väikseimad ja isegi negatiivsed E väärtused on s 2 ja s 2 p 6 konfiguratsiooniga või pooleldi täidetud p-alatasemega aatomite puhul.
E (Mg) = -0,32 eV, E (Ne) = -0,57 eV, E (N) = 0,05 eV
Järgmiste elektronide sidumine on võimatu. Niisiis, korrutatult laetud anioone O 2-, N 3- pole olemas.
Elektronegatiivsus nimetatakse kvantitatiivseks tunnuseks molekulis oleva aatomi võime kohta elektrone enda poole meelitada. See võime sõltub I-st ja E-st. Mullikeni järgi: EO = (I + E) / 2.
Elementide elektronegatiivsused perioodi jooksul suurenevad ja rühmas vähenevad.
Üks aatomite põhiomadusi on nende mass. Aatomi absoluutne (tõeline) mass- on äärmiselt väike. Aatomeid on skaalal võimatu kaaluda, sest selliseid täpseid kaalusid pole olemas. Nende massid määrati arvutustega.
Näiteks ühe vesinikuaatomi mass on 0,000,000,000,000,000,000,000,001,663 grammi!Ühe raskeima aatomi uraani aatomi mass on ligikaudu 0,000,000,000,000,000,000,000 4 grammi.
Uraaniaatomi massi täpne väärtus on 3,952 ∙ 10–22 g ja vesinikuaatom, mis on kõigist aatomitest kõige kergem, on 1,673 ∙ 10–24 g.
Väikeste arvudega arvutusi teha on ebamugav. Seetõttu kasutatakse aatomite absoluutmasside asemel nende suhtelisi masse.
Suhteline aatommass
Mis tahes aatomi massi saab hinnata, võrreldes seda teise aatomi massiga (et leida nende masside suhe). Alates elementide suhteliste aatommasside määramisest on võrdluseks kasutatud erinevaid aatomeid. Kunagi olid vesiniku ja hapniku aatomid võrdluseks algsed standardid.
Võeti kasutusele suhteliste aatommasside ühtne skaala ja uus aatommassi ühik Rahvusvaheline füüsikute kongress (1960) ja ühinenud Rahvusvahelise Keemikute Kongressiga (1961).
Praeguseks on võrdluse etalon 1/12 süsinikuaatomi massist. Seda väärtust nimetatakse aatommassi ühikuks, lühendatult a.u.m.
Aatommassi ühik (a.m.u.) – 1/12 süsinikuaatomi mass
Võrdleme, mitu korda erineb vesinikuaatomi ja uraani absoluutmass 1 amu, selleks jagame need numbrid ükshaaval:
Arvutustes saadud väärtused on elementide suhtelised aatommassid - suhteliselt 1/12 süsinikuaatomi massist.
Seega on vesiniku suhteline aatommass ligikaudu 1 ja uraani - 238. Pange tähele, et suhtelisel aatommassil ei ole ühikuid, kuna absoluutmassi ühikud (grammid) tühistatakse jagamisel.
Kõigi elementide suhtelised aatommassid on keemiliste elementide perioodilises tabelis näidatud D.I. Mendelejev. Sümbol, mida kasutatakse sugulase tähistamiseks aatommass –Ar (täht r on sõna suhteline lühend, mis tähendab suhtelist).
Paljudes arvutustes kasutatakse elementide suhtelise aatommassi väärtusi.Üldreeglina ümardatakse perioodilises süsteemis antud väärtused täisarvudeks. Pange tähele, et perioodilise tabeli elemendid on loetletud suhtelise aatommassi suurenemise järjekorras.
Näiteks määrame perioodilise süsteemi abil mitme elemendi suhtelise aatommassi:
Ar(O) = 16; Ar(Na) = 23; Ar(P) = 31.
Kloori suhteline aatommass kirjutatakse tavaliselt 35,5!
Ar(Cl) = 35,5
- Suhteline aatommass on võrdeline aatomite absoluutmassiga
- Suhtelise aatommassi määramise standard on 1/12 süsinikuaatomi massist
- 1 amu = 1,662 ∙ 10-24 g
- Suhteline aatommass on tähistatud Ar-ga
- Arvutuste jaoks ümardatakse suhteliste aatommasside väärtused täisarvudeks, välja arvatud kloor, mille puhul Ar = 35,5
- Suhtelisel aatommassil pole ühikuid
Aatomite ja molekulide absoluutmassid. Aatommassi ühik. Suhteline aatommass. Suhteline molekulmass ja selle arvutamine.
Ülesanne 5. Määrake veemolekuli absoluutmass (gPsch).
Molekulide absoluutmassi on lihtne asendada suhteliste molekulmasside järgi (vt , 3, peatükk I). Esimese gaasi molekulmass on
Arvutage ühe Br3, Oj, NH3, H2SO4, H2O, I2 molekuli absoluutmass.
Moolmassi ja Avogadro arvu põhjal saab arvutada aatomite ja molekulide absoluutmassid järgmise valemi abil:
Vastus Veemolekuli absoluutmass on ZX X 10-" g \u003d 3-10- kg.
Molekulide arv aine ühes moolis, mida nimetatakse Avogadro arvuks, Nf = 6,0240-Yu. Jagades mis tahes aine ühe mooli massi Avogadro arvuga, saame molekuli absoluutmassi grammides. Näiteks molekuli mass Hg 2,016 6,02-10 \u003d 3,35-10 "g. Samamoodi arvutatakse aatomi absoluutmass. Molekulide läbimõõt on ligikaudu üks kuni kümneid angströmi (1 A \u003d 10" cm).
Olenevalt ühikraku suurusest ja kujust ning molekulide võimalikust suurusest ja sümmeetriast on küsimus selles, kui palju molekule antud ühikrakku mahub. Selle ülesande lahendamisel lähtutakse alati reeglist, et molekulid on kristallis tihedalt pakitud, st ühe molekuli väljaulatuvad osad sisenevad teise molekuli süvenditesse jne (joonis 16). Seega võimaldab elementaarraku kuju sageli otsustada üldine vorm molekulid. Molekuli absoluutmass (millest on lihtne molekulmassi arvutada) röntgendifraktsiooni andmete põhjal määratakse järgmiselt
Teades Avogadro arvu, on lihtne leida mis tahes aine osakese absoluutmassi. Tõepoolest, aine molekuli (aatomi) mass grammides võrdub molaarmassiga, mis on jagatud Avogadro arvuga. Näiteks vesinikuaatomi absoluutmass (vesinikuaatomite molaarmass on 1,008 g/mol) on 1,67-10 g. See on ligikaudu sama mitu korda väiksem kui väikese graanuli mass, mitu korda on see mass. inimese mass on väiksem kui kogu maakera mass..
Sel viisil saab arvutada teiste elementide molekulide ja aatomite absoluutmassid. Kuna need suurused on tühised ja arvutusteks ebamugavad, kasutatakse nendes mõistet aatom(molekulaarne) mass, mis vastab aatomite (molekulide) massile, väljendatuna suhtelistes ühikutes. Aatommassiühiku kohta (a.m.u.)
Molekulide arv 1 mooli aines, mida nimetatakse Avogadro konstandiks VA, on 6,0220-10. Jagades 1 mooli mis tahes aine massi Avogadro konstandiga, saame molekuli absoluutmassi / ly grammides. Näiteks molekuli mass H 2,016 6,02-10 3 \u003d 3,35-g. Samamoodi arvutatakse aatomi absoluutmass. Molekulide läbimõõt on umbes 0,1–1 nm.
Aatomite ja molekulide absoluutmassi arvutamine Arvutage vase aatomi ja vesinikfosfiidi molekuli absoluutmassid.
Kahe molekuli massiga W] ja W2 kineetilist energiat e saab väljendada nii nende ühiste absoluutkiiruste C ja Cr ruumis kui ka nende kiiruste komponentidena
Aatomite ja molekulide absoluutmasside ja ruumalade arvutamine
Ühendi või elemendi molekuli absoluutmassi jagatis ühe kaheteistkümnendikuga süsiniku isotoobi aatomi absoluutmassist. Molekuli kõigi elementide aatommasside summa.
Teiste aatomite, aga ka molekulide massid (absoluutset molekulmassi tähistatakse tm-ga) osutuvad sama üliväikeseks, näiteks veemolekuli mass on
Juba palju varem, 19. sajandi teisel poolel, tehti esimesi katseid läheneda küsimusele aatomite ja molekulide absoluutmassist ja suurusest. Kuigi ilmselgelt on võimatu ühte molekuli kaaluda, avanes teooria teist teed, see oli kuidagi vajalik
Gaasilise aine keemilise valemi järgi saab määrata selle mõningaid kvantitatiivseid omadusi protsentuaalne koostis, molekulmass, tihedus, suhteline tihedus mis tahes gaasi korral, molekuli absoluutmass.
Kontrollküsimused. 1. Mis on aatomi molekul aatommass aatommass molekulmass molekuli aatomi mass gramm-aatom gramm-molekul 2. Mis on CO2 molekulmass ja COa molekuli absoluutmass, väljendatuna grammides mis tahes gaasi juures normaalsetes tingimustes 5. Mis on Avogadro arv Mis on 6. Atsetüleeni CsHa valemi järgi
Näiteks vee suhteline molekulmass 18 (ümardatud) tähendab, et vee molekul on 18 korda raskem kui 12 osa süsinikuaatomi absoluutmassist.
Defineeri mõisted a) element, aatom, molekul b) liht- ja kompleksaine c) suhtelised aatom- ja molekulmassid, aatomi ja molekuli absoluutmassid. Mida tuleks mõista tingimusliku osakese UCH all
Juba palju varem, 19. sajandi teisel poolel, tehti esimesi katseid läheneda küsimusele aatomite ja molekulide absoluutmassist ja suurusest. Kuigi ühe molekuli kaalumine on ilmselgelt võimatu, avanes teooria teise tee – oli vaja kuidagi määrata osakeste arv molekulide või aatomite moolis – nn Avogadro arv (La). Molekulide otsene loendamine on sama võimatu kui nende kaalumine, kuid Avogadro arv sisaldub paljudes võrrandites erinevad osakonnad füüsika ja seda saab nende võrrandite põhjal arvutada. Ilmselgelt, kui selliste arvutuste tulemused, mis on tehtud mitmel sõltumatul viisil, langevad kokku, võib see olla tõendiks leitud väärtuse õigsuse kohta.
Kuna aatomite ja molekulide absoluutmassid on väikesed, kasutatakse tavaliselt suhtelisi masse.
Kahe massiga molekuli kineetilist energiat saab väljendada kiiruse komponentide või absoluutkiiruste endi kaudu järgmiselt.
Nagu teate, on soojus teatud ainet moodustavate osakeste kineetilise energia mõõt. On kindlaks tehtud, et absoluutse nulli temperatuurist palju kõrgemal temperatuuril on molekulide keskmine kineetiline energia võrdeline absoluutse temperatuuriga T. Molekuli puhul massiga m ja keskmine kiirus Ja
Näide 8 Arvutage väävelhappe molekuli absoluutmass grammides.
Kõik uuritud ühendid on jagatud õppemassiiviks, mis sisaldab molekule koos tuntud omadused ja ennustatud molekulide rühm. Analüüsitud õppemassiivi uuritava omaduse jaoks on jagatud kahte alternatiivset rühma (aktiivne - mitteaktiivne). Loodud mudelid esindavad võrrandeid loogilisel kujul L = 7 (3), kus L on tegevus, (8) on määrav tunnuste kogum (CRF) - fragmentide kompleks struktuurivalemid ja nende erinevad kombinatsioonid, nn alamstruktuuride deskriptorid. Kildude ja nende kombinatsioonide mõju aktiivsusele hindamine toimub infosisu koefitsiendi alusel, mis varieerub miinus 1 kuni pluss 1. Mida suurem on infosisu absoluutväärtus, seda suurem on mõjutamise tõenäosus. seda funktsiooni kinnistute kohta. Plussmärk iseloomustab positiivne mõju, miinus - negatiivne. P on algoritm, mille abil tuvastatakse uuritavate ainete omadused. Prognoosimisprotsessis kasutatakse kahte algoritmi - geomeetria (I) ja hääletus (II). Esimene neist põhineb uuritava aine ja uuritava omaduse arvutatud hüpoteetilise standardi vahelise kauguse määramisel eukleidilises mõõdikus. Teine meetod hõlmab ühendite struktuuri tunnuste (häälte) arvu analüüsi positiivse ja negatiivse informatiivsusega. Molekulaarse disaini protseduure kirjeldatakse täpsemalt jaotises 5.
Suhteline molekulmass Mr on molekuli absoluutmassi ja süsiniku isotoobi aatomi massi Vi2 suhe.Pange tähele, et suhtelised massid on definitsiooni järgi mõõtmeteta suurused.
Beckeri otsik. Erinevad isotoopide eraldumise probleemi lahendamise kineetilised meetodid võib liigitada meetoditeks, mis kasutavad erineva massiga molekulide ülekandekoefitsientide erinevust, ja meetoditeks, mis kasutavad eraldatud segu liikumist potentsiaalses väljas. Enamik iseloomulik meetod Teine klass on just gaasitsentrifuugi meetod, mis aga nõuab isegi oma suurejooneliste võimete laboratoorseks demonstreerimiseks väga muljetavaldavat arendustööd, kuna gaasitsentrifuug on absoluutselt insenertehniliselt ebastandardne. Väljapakutud, arvatavasti Diraci poolt, umbes samal ajal kui gaasitsentrifuugi meetod, eraldusdüüsi meetod (Beckeri düüsid, pärast esimese eduka katsetöö juhti)
Elementide aatomeid ja ainete molekule iseloomustab teatud füüsikaline (absoluutne) mass m, näiteks vesinikuaatomi H mass on 1,67-g, molekuli P4 mass on 2,06-10 g, vesinikuaatomi mass on 2,06-10 g. H,0 molekul on 2,99-10 g, molekuli mass H2804 1,63 K) d.Elementide aatomite ja ainete molekulide absoluutmassid on äärmiselt väikesed ning selliste väärtuste kasutamine on ebamugav. Seetõttu võeti kasutusele aatomite ja molekulide suhtelise massi mõiste.
Suhteline molekulmass keemiline ühend- aatomiarv, mis näitab, mitu korda on aatomiühendi ühe molekuli absoluutmass suurem aatommassiühikust.
Aatomite absoluutmasside (samuti molekulide ja nende fragmentide masside) määramine massispektroskoopia.
Suur väärtus on kristallstruktuuri ühe elementaarraku sisu absoluutmassi määramine. Ühikelemendi mõõtmeid saab vajadusel mõõta väga suure täpsusega (viga alla 0,01%). Tihedust on keerulisem mõõta, kuid kogu mõõtmisviga võib olla kuni 0,1% rakuühiku massist (ilma liiga palju eksperimentaalne töö). Lisaks raku absoluutmassi määramisele saab kristallstruktuuridest infot raku võimaliku sisu kohta ka muul viisil. Sümmeetria ruumirühm, samaväärsete vastuvõetavate sõlmede positsioonide olemus ja mitmekesisus ning põhinõuded, et vaadeldavate röntgenikiirguse peegelduste intensiivsus peaks vastuvõetavates piirides vastama oletatava kristallstruktuuri jaoks arvutatud intensiivsusele, kõik see annab teatud hulk teavet, mis peab olema vastavalt mis tahes oletatavale keemiline valem. Seega, olenemata teiste molekulide olemasolust, peaks mis tahes valemis sisaldama 46 veemolekuli ühiku kohta. raku struktuur hüdraadid tüüpi I. Kui ühiku lahtri mõõtmed
Avogadro arv on molekulide arv mis tahes aine grammi molekulis. Seda väärtust saab määrata erinevaid meetodeid, samas kui tulemused saadi erinevatel viisidel, ühtivad mõõtmistäpsusega. Praegu on Avogadro numbri väärtuseks võetud 6,023-10. Avogadro arv on universaalne konstant, see ei sõltu aine ja selle olemusest agregatsiooni olek. Aatomi või molekuli absoluutmassi arvutamiseks peate jagama grammaatom- või molekulmassi Avogadro arvuga. Näiteks,
Aine üks olulisemaid omadusi on selle molekulmass. Kuna molekulide absoluutmassid on väga väikesed, kasutatakse arvutustes suhtelisi masse. Aine molekulmassi all mõistetakse tavaliselt antud aine molekuli massi vähenemist 1/12-ni süsinikuaatomi massist. Vastavalt sellele võrreldakse ka keemiliste elementide aatomite massi 1/12 süsinikuaatomi massiga. Siis on süsiniku aatommass 12, teised elemendid (ümardatud) vesinik - 1, hapnik-16, lämmastik-14. Keemilise ühendi molekuli mass määratakse molekuli moodustavate elementide aatommasside liitmise teel. Näiteks molekulmass süsinikdioksiid CO2 on 12 + 2-16 = 44 (1 süsinikuaatom massiga 12 ja 2 hapnikuaatomit massiga 16). Metaani CH molekulmass on 12 + 4-1 = 16. Mõnede enamkasutatavate põlevgaaside ja nende põlemisproduktide molekulmass on toodud tabelis. 1.1.
Muidugi ei ole olekud II ja III absoluutselt stabiilsed ning termilise liikumise tulemusena võivad toimuda kõikumised nende positsioonide ümber või isegi pöörlemised. Temperatuuri tõustes suureneb aine massis molekulide suhteline arv, mis ei vasta kõige stabiilsemale olekule, kuid ei saa ületada põhiolekus olevate molekulide arvu.
Dalton ei näinud kvalitatiivset erinevust lihtsate ja keeruliste aatomite vahel, seetõttu ei tundnud ta ära aine struktuuri kahte etappi (aatomeid ja molekule). Selles mõttes oli Daltoni atomism Lomonossovi elementaarkorpuskulaarse kontseptsiooniga võrreldes samm tagasi. Daltoni atomistika ratsionaalne tera oli aga tema õpetus aatomite massist. Arvestades täiesti õigesti, et aatomite absoluutmassid on äärmiselt väikesed, tegi Dalton ettepaneku määrata suhtelised aatommassid. Sel juhul võeti vesinikuaatomi mass kui kõigist aatomitest kõige kergem mass. Nii defineeris Dalton esimest korda elemendi aatommassi kui antud elemendi aatomi massi ja vesinikuaatomi massi suhet. Ta koostas ka esimese 14 elemendi aatommasside tabeli. Daltoni aatommasside doktriin mängis hindamatut rolli keemia muutumisel kvantitatiivseks teaduseks ja perioodilise seaduse avastamisel. Sellepärast
On vaja eristada molekuli absoluutmassi ja grammi molekuli mõisteid. Niisiis, 10 grammi veemolekule on 18 X 10 \u003d 180 g, see tähendab umbes klaas vett ja 10 veemolekuli on tühine kogus, mida ei saa kaaluda.
Mis on molekulaarsed. CO2 molekuli CO2 absoluutmass, väljendatuna algarvudes
Läbiviidud katsete põhjal tehti selge seos hajutatud aminohappe molekulide absoluutmassi ja nende molekulmasside vahel.
Vaadake lehti, kus seda terminit mainitakse Molekuli absoluutmass: Üldkeemia alused, 2. köide, 3. väljaanne (1973) -- [
Molekuli absoluutmass võrdub suhtelise molekulmassi korrutisega amu. Aatomite ja molekulide arv tavalistes ainete proovides on väga suur, seetõttu kasutatakse aine koguse iseloomustamisel spetsiaalset mõõtühikut - mooli.
Aine kogus, mol. Tähendab teatud arvu struktuurielemente (molekulid, aatomid, ioonid). Tähistatakse n, mõõdetuna moolides. Mool on aine kogus, mis sisaldab nii palju osakesi, kui on aatomeid 12 g süsinikus.
Avogadro di Quarnegna (NA) arv. Osakeste arv 1 mooli mis tahes aines on sama ja võrdne 6,02 1023. (Avogadro konstandi mõõde on mol-1).
Mitu molekuli on 6,4 g väävlis?
Väävli molekulmass on 32 g / mol. Määrame aine koguse g / mol 6,4 g väävlis:
n(s) = m(s) / M(s) = 6,4 g / 32 g/mol = 0,2 mol
Määratleme arvu struktuuriüksused(molekulid), kasutades Avogadro konstanti NA N(s) = n(s) NA = 0,2 6,02 1023 = 1,2 1023
Molaarmass näitab 1 mooli aine massi (tähistatakse tähega M).
Aine molaarmass on võrdne aine massi ja aine vastava koguse suhtega.
Aine molaarmass on arvuliselt võrdne selle suhtelise molekulmassiga, kuid esimese väärtuse mõõde on g / mol ja teine on mõõtmeteta.
M = NA m(1 molekul) = NA Mr 1 amu = (NA 1 amu) Mr = Mr
See tähendab, et kui teatud molekuli mass on näiteks 80 a.m.u. (SO3), siis on ühe molekuli mooli mass 80 g.Avogadro konstant on proportsionaalsustegur, mis tagab ülemineku molekulaarsuhetelt molaarsuhetele. Kõik väited molekulide kohta jäävad kehtima moolide kohta (vajadusel asendades a.m.u g-ga) Näiteks reaktsioonivõrrand: 2Na + Cl2 --> 2NaCl tähendab, et kaks naatriumiaatomit reageerivad ühe kloorimolekuliga või mis on sama, kaks mooli naatriumi reageerivad ühe mooli klooriga.
Ainete massi jäävuse seadus.
(M.V. Lomonosov, 1748; A. Lavoisier, 1789)
Kõigi keemilises reaktsioonis osalevate ainete mass on võrdne kõigi reaktsioonisaaduste massiga.
Aatomi-molekulaarteooria selgitab seda seadust järgmiselt: keemiliste reaktsioonide tulemusena aatomid ei kao ega teki, vaid need asetsevad ümber (st keemiline muundumine on aatomitevaheliste sidemete katkemise protsess ja aatomite moodustumine). teised, mille tulemusena saadakse algainete molekulid, reaktsiooniproduktide molekulid). Kuna aatomite arv enne ja pärast reaktsiooni jääb muutumatuks, siis nende kogukaal samuti ei tohiks muuta. Massi all mõisteti aine hulka iseloomustavat suurust.
20. sajandi alguses vaadati üle massi jäävuse seaduse sõnastus seoses relatiivsusteooria tulekuga (A. Einstein, 1905), mille kohaselt keha mass sõltub selle kiirusest ja kiirusest , seega ei iseloomusta mitte ainult aine hulka, vaid ka selle liikumist. Keha poolt vastuvõetav energia DE on seotud tema massi suurenemisega Dm seosega DE = Dm c2 , kus c on valguse kiirus. Seda suhet keemilistes reaktsioonides ei kasutata, kuna 1 kJ energia vastab massimuutusele ~10-11 g ja Dm on vaevalt mõõdetav. Tuumareaktsioonides, kus DE on ~106 korda suurem kui keemilistes reaktsioonides, tuleks arvestada Dm-ga.
Massi jäävuse seadusest lähtuvalt on võimalik koostada keemiliste reaktsioonide võrrandeid ja kasutada neid arvutuste tegemiseks. See on kvantitatiivse keemilise analüüsi alus.
Keemiliste võrrandite koostamine.
Sisaldab kolme etappi:
1. Reaktsioonis osalenud ainete (vasakul) ja reaktsioonisaaduste (paremal) valemite fikseerimine, nende tähenduse ühendamine märkide "+" ja "-->" abil:
HgO --> Hg + O2
2. Iga aine koefitsientide valimine nii, et iga elemendi aatomite arv võrrandi vasakul ja paremal küljel oleks sama:
2HgO --> 2Hg + O2
3. Iga elemendi aatomite arvu kontrollimine vasakul ja õiged osad võrrandid.
Arvutused keemilised võrrandid.
Arvutused keemiliste võrrandite järgi (stöhhiomeetrilised arvutused) põhinevad ainete massi jäävuse seadusel. Reaalsetes keemilistes protsessides on mittetäielike reaktsioonide ja kadude tõttu toodete mass tavaliselt väiksem kui teoreetiliselt arvutatud. Reaktsiooni saagis (h) on toote tegeliku massi (mp) ja teoreetiliselt võimaliku (mt) suhe, väljendatuna ühiku murdosades või protsentides.
h = (mp / mt) 100%
Kui reaktsioonisaaduste saagis ei ole ülesannete tingimustes täpsustatud, võetakse see arvutustes 100% (kvantitatiivne saagis).
Muu seotud
Kaasaegse raadiotehnika põhisuunad (trendid) raadiotehnika ideede tungimine meditsiini
Mitte nii kaua aega tagasi on möödunud 100 aastat sellest, kui maailmas esmakordselt rakendati elektromagnetlaineid praktilistel eesmärkidel. 6. veebruaril 1900 andis vene füüsik, raadioleiutaja Aleksandr Popov, saades teada ebaõnnest - 27 kalurit kanti maha rebitud jäälaval Läänemerre - saarele 50-kilomeetrise vahemaa jooksul raadioteate. ...
Asteroidide kuju ja pöörlemine
Asteroidid on nii väikesed, et neile mõjuv gravitatsioonijõud on tühine. Ta ei suuda anda neile palli kuju, mille ta annab planeetidele ja nende suurtele satelliitidele, purustades ja tampides nende ainet. Sujuvus mängib selles olulist rolli. Kõrged mäed Maal talla all nad "levivad", kuna kivimite tugevus osutub ...
aatommass on kõigi aatomi või molekuli moodustavate prootonite, neutronite ja elektronide masside summa. Võrreldes prootonite ja neutronitega on elektronide mass väga väike, mistõttu seda arvutustes arvesse ei võeta. Kuigi see on formaalsest seisukohast vale, kasutatakse seda terminit sageli elemendi kõigi isotoopide keskmise aatommassi kohta. Tegelikult on see suhteline aatommass, mida nimetatakse ka aatommass element. Aatommass on elemendi kõigi looduslikult esinevate isotoopide aatommasside keskmine. Keemikud peavad oma tööd tehes eristama neid kahte tüüpi aatommassi – vale aatommassi väärtus võib näiteks viia reaktsioonisaaduse saagise vale tulemuseni.
Sammud
Aatommassi leidmine elementide perioodilisuse tabeli järgi
- Aatommassi ühik iseloomustab massi üks mool antud elementi grammides. See väärtus on praktilistes arvutustes väga kasulik, kuna seda saab kasutada antud aine teatud arvu aatomite või molekulide massi hõlpsaks teisendamiseks moolideks ja vastupidi.
-
Leidke sisse aatommass perioodilisustabel Mendelejev. Enamik standardseid perioodilisi tabeleid sisaldab iga elemendi aatommassi (aatommassi). Reeglina antakse need numbrina elemendiga lahtri allosas, keemilist elementi tähistavate tähtede all. Tavaliselt pole see täisarv, vaid kümnendkoht.
Pidage meeles, et perioodilisustabel näitab elementide keskmisi aatommassi. Nagu varem märgitud, on iga elemendi suhtelised aatommassid perioodiline süsteem, on aatomi kõigi isotoopide masside keskmised väärtused. See keskmine väärtus on väärtuslik paljudel praktilistel eesmärkidel: näiteks kasutatakse seda mitmest aatomist koosnevate molekulide molaarmassi arvutamisel. Kui aga tegemist on üksikute aatomitega, siis sellest väärtusest tavaliselt ei piisa.
- Kuna keskmine aatommass on mitme isotoobi keskmine, siis perioodilisustabelis antud väärtus seda ei ole täpne mis tahes üksiku aatomi aatommassi väärtus.
- Üksikute aatomite aatommassid tuleb arvutada, võttes arvesse prootonite ja neutronite täpset arvu ühes aatomis.
Siit saate teada, kuidas aatommassi kirjutatakse. Aatommassi ehk antud aatomi või molekuli massi saab väljendada standardsetes SI ühikutes – grammides, kilogrammides jne. Kuid kuna nendes ühikutes väljendatud aatommassid on äärmiselt väikesed, kirjutatakse need sageli ühtsetes aatommassiühikutes ehk lühidalt a.u.m. on aatommassi ühikud. Üks aatommassiühik on võrdne 1/12 standardse süsinik-12 isotoobi massist.
Üksiku aatomi aatommassi arvutamine
-
Leia antud elemendi või selle isotoobi aatomnumber. Aatomarv on prootonite arv elemendi aatomites ja see ei muutu kunagi. Näiteks kõik vesinikuaatomid ja ainult neil on üks prooton. Naatriumi aatomarv on 11, kuna sellel on üksteist prootonit, hapniku aatomarv aga kaheksa, kuna sellel on kaheksa prootonit. Mendelejevi perioodilisuse tabelist leiate mis tahes elemendi aatomnumbri - peaaegu kõigis elementides standardvalikud see number on näidatud tähetähise kohal keemiline element. Aatomarv on alati positiivne täisarv.
- Oletame, et oleme huvitatud süsinikuaatomist. Süsinikuaatomites on alati kuus prootonit, seega teame, et selle aatomnumber on 6. Lisaks näeme, et perioodilisuse tabelis on süsinikuga (C) raku ülaosas arv "6", mis näitab, et süsiniku aatomarv on kuus.
- Pange tähele, et elemendi aatomnumber ei ole perioodilisuse tabelis üheselt seotud selle suhtelise aatommassiga. Kuigi, eriti tabeli ülaosas olevate elementide puhul, võib elemendi aatommass näida olevat kaks korda suurem selle aatomnumbrist, ei arvutata seda kunagi aatomarvu kahega korrutamisega.
-
Leia neutronite arv tuumas. Sama elemendi erinevate aatomite puhul võib neutronite arv olla erinev. Kui sama elemendi kahel aatomil, millel on sama arv prootoneid, on erinev arv neutroneid, on need selle elemendi erinevad isotoobid. Erinevalt prootonite arvust, mis ei muutu kunagi, võib neutronite arv konkreetse elemendi aatomites sageli muutuda, mistõttu elemendi keskmine aatommass kirjutatakse kümnendmurruna kahe kõrvuti asetseva täisarvu vahel.
Liitke prootonite ja neutronite arv. See on selle aatomi aatommass. Ignoreeri tuuma ümbritsevate elektronide arvu – nende kogumass on äärmiselt väike, nii et need ei mõjuta teie arvutusi vähe või üldse mitte.
Elemendi suhtelise aatommassi (aatommassi) arvutamine
-
Määrake, millised isotoobid proovis on. Keemikud määravad sageli isotoopide suhte konkreetses proovis spetsiaalse instrumendi, mida nimetatakse massispektromeetriks, abil. Treeningu ajal edastatakse need andmed teile aga ülesannete, kontrolli jms tingimustes teaduskirjandusest võetud väärtuste kujul.
- Meie puhul oletame, et tegemist on kahe isotoobiga: süsinik-12 ja süsinik-13.
-
Määrake iga isotoobi suhteline arvukus proovis. Iga elemendi puhul esinevad erinevad isotoobid erinevates vahekordades. Neid suhteid väljendatakse peaaegu alati protsentides. Mõned isotoobid on väga levinud, teised aga väga haruldased – mõnikord nii haruldased, et neid on raske tuvastada. Neid väärtusi saab määrata massispektromeetria abil või leida teatmeraamatust.
- Oletame, et süsinik-12 kontsentratsioon on 99% ja süsinik-13 kontsentratsioon on 1%. Muud süsiniku isotoobid tõesti olemas, kuid nii väikestes kogustes, et sel juhul neid võib tähelepanuta jätta.
-
Korrutage iga isotoobi aatommass selle kontsentratsiooniga proovis. Korrutage iga isotoobi aatommass selle protsendiga (väljendatuna kümnendkohana). Protsentide teisendamiseks kümnend, jagage need lihtsalt 100-ga. Saadud kontsentratsioonid peaksid alati olema 1.
- Meie proov sisaldab süsinik-12 ja süsinik-13. Kui süsinik-12 on 99% proovist ja süsinik-13 on 1%, siis korrutage 12 (süsinik-12 aatommass) 0,99-ga ja 13 (süsinik-13 aatommass) 0,01-ga.
- Käsiraamatud annavad protsentides, mis põhineb elemendi kõigi isotoopide teadaolevatel kogustel. Enamik keemiaõpikuid sisaldab seda teavet raamatu lõpus olevas tabelis. Uuritava proovi puhul saab massispektromeetri abil määrata ka isotoopide suhtelisi kontsentratsioone.
-
Liitke tulemused kokku. Liitke eelmises etapis saadud korrutamistulemused. Selle toimingu tulemusena leiate oma elemendi suhtelise aatommassi – kõnealuse elemendi isotoopide aatommasside keskmise väärtuse. Kui elementi käsitletakse tervikuna, mitte konkreetse elemendi konkreetse isotoobina, kasutatakse seda väärtust.
- Meie näites on süsinik-12 puhul 12 x 0,99 = 11,88 ja süsiniku 13 puhul 13 x 0,01 = 0,13. Suhteline aatommass meie puhul on 11,88 + 0,13 = 12,01 .
- Mõned isotoobid on vähem stabiilsed kui teised: nad lagunevad elementide aatomiteks, mille tuumas on vähem prootoneid ja neutroneid, vabastades osakesed, mis moodustavad aatomituuma. Selliseid isotoope nimetatakse radioaktiivseteks.