Моль. Молярная масса

 

В международной системе единиц (СИ) за единицу количества вещества принят моль.

Моль - это количество вещества, содержащее столько структурных единиц (молекул, атомов, ионов, электронов и др.), сколько атомов содержится в 0,012 кг изотопа углерода ¹²С.

Зная массу одного атома углерода (1,93310^-26 кг), можно вычислить число атомов N_A в 0,012 кг углерода

N_A = 0,012/1,93310^-26 = 6,0210²³  моль^-1

6,0210²³  моль^-1 называется постоянной Авогадро (обозначение N_A, размерность 1/моль или моль^-1). Она показывает число структурных единиц в моле любого вещества.

Молярная масса – величина, равная отношению массы вещества к количеству вещества. Она имеет размерность кг/моль или г/моль. Обычно ее обозначают М.

В общем случае молярная масса вещества, выраженная в г/моль, численно равна относительной атомной (А) или относительной молекулярной массе (М) этого вещества. Например, относительные атомные и молекулярные массы С, Fe, O₂, H₂O соответственно равны 12, 56, 32, 18, а их молярные массы составляют соответственно 12 г/моль, 56 г/моль, 32 г/моль, 18 г/моль.

Следует отметить, что масса и количество вещества – понятия разные. Масса выражается в килограммах (граммах), а количество вещества – в молях. Между массой вещества (m, г), количеством вещества (ν, моль) и молярной массой (М, г/моль)  существуют простые соотношения

                            m = νM;                       ν = m/M;                     M = m/ν.                      

По этим формулам легко вычислить массу определенного количества вещества, либо определить число молей вещества в известной массе его, либо найти молярную массу вещества.

Относительная атомная и молекулярная массы

В химии традиционно применяют не абсолютные значения масс, а относительные. За единицу относительных атомных масс с 1961 г. принята атомная единица массы (сокращенно а.е.м.), представляющая собой 1/12 массы атома углерода-12, то есть изотопа углерода  ¹²С.

Относительной молекулярной массой (М_r) вещества называется величина, равная отношению средней массы молекулы естественного изотопического состава вещества к 1/12 массы атома углерода ¹²С.

Относительная молекулярная масса численно равна сумме относительных атомных масс всех атомов, входящих в состав молекулы, и легко подсчитывается по формуле вещества, например, формула вещества В_хД_уС_z, тогда

М_r = хА_В + уА_Д + zА_С.

Молекулярная масса имеет размерность а.е.м. и численно равна молярной массе (г/моль).

Газовые законы

Состояние газа полностью характеризуется его температурой, давлением, объемом, массой и молярной массой. Законы, которые связывают эти параметры, для всех газов очень близки, а абсолютно точны для идеального газа, у которого между частицами полностью отсутствует взаимодействие, и частицы которого представляют собой материальные точки.

Первые количественные исследования реакций между газами принадлежат французскому ученому Гей-Люссаку. Он является автором законов о тепловом расширении газов и закона объемных отношений. Эти законы были объяснены в 1811 году итальянским физиком А. Авогадро. Закон Авога́дро — одно из важных основных положений химии, гласящее, что «в равных объемах различных газов, взятых при одинаковых температуре и давлении, содержится одно и то же число молекул».

Следствия из закона Авогадро:

1) молекулы большинства простых атомов двухатомны (Н₂, О₂ и т.д.);

2) одинаковое число молекул различных газов при одинаковых условиях занимают одинаковый объем.

3) при нормальных условиях один моль любого газа занимает объем равный 22,4 дм³(л). Этот объем называетсямолярным объемом газа (V_о) (нормальные условия - t_о = 0 °С или

Т_о =273 К, Р_о= 101325 Па = 101,325 кПа = 760 мм. рт. ст. = 1 атм).

4) один моль любого вещества и атом любого элемента, независимо от условий и агрегатного состояния содержит одинаковое число молекул. Это число Авогадро (постоянная Авогадро) — опытным путем установлено, что это число равно

N_A = 6,02213∙10²³ (молекул).

Таким образом: для газов 1 моль – 22,4 дм³(л) – 6,023∙10²³ молекул – М, г/моль;

для вещества 1 моль – 6,023∙10²³ молекул – М, г/моль.

Исходя из закона Авогадро: при одном и том же давлении и одинаковых температурах массы (m) равных объемов газов относятся как их мольные массы (М)

m₁/m₂ = M₁/M₂ = D,

где D - относительная плотность первого газа по второму.

Согласно закону Р. Бойля – Э. Мариотта, при постоянной температуре давление, производимое данной массой газа, обратно пропорционально объёму газа

Р_о/Р₁= V₁/V_оили РV = const.

                                                            

Это означает, что по мере возрастания давления объем газа уменьшается. Впервые этот закон был сформулирован в 1662 г. Р. Бойлем. Поскольку к его созданию причастен также французский ученый Э. Мариотт, в других странах, кроме Англии, этот закон называют двойным именем. Он представляет собой частный случай закона идеального газа (описывающего гипотетический газ, идеально подчиняющийся всем законам поведения газов).

По закону Ж. Гей-Люссака: при постоянном давлении объем газа изменяется прямо пропорционально абсолютной температуре (Т)

V₁/T₁ = V_о/T_о или V/T = const.

 Зависимость между объемом газа, давлением и температурой можно выразить общим уравнением, объединяющим законы Бойля-Мариотта и Гей-Люссак (объединенный газовый закон)

PV/T=P_оV_о/T_о,

где Р и V - давление и объем газа при данной температуре Т; P_ои V_о- давление и объем газа при нормальных условиях (н.у.).

Уравнение Менделеева-Клапейрона(уравнение состояния идеального газа) устанавливает соотношение массы (m, кг), температуры (Т, К), давления (Р, Па) и объема (V, м³) газа с его мольной массой (М, кг/моль)

PV=mRT/M,

где R - универсальная газовая постоянная, равная 8,314Дж/(моль•К). Кроме этого газовая постоянная имеет еще два значения:Р – мм рт.ст., V – см³ (мл), R = 62400;

Р – атм, V – дм³ (л), R = 0,082.

Парциа́льное давление (лат. partialis — частичный, от лат. pars — часть) — давление отдельно взятого компонента газовой смеси. Общее давление газовой смеси является суммой парциальных давлений ее компонентов.

Парциальное давление газа, растворенного в жидкости, является парциальным давлением того газа, который образовался бы в фазе газообразования в состоянии равновесия с жидкостью при той же температуре. Парциальное давление газа измеряется как термодинамическая активность молекул газа. Газы всегда будут вытекать из области с высоким парциальным давлением в область с более низким давлением; и чем больше разница, тем быстрее будет поток. Газы растворяются, диффундируют и реагируют соответственно их парциальному давлению и не обязательно зависимы от концентрации в газовой смеси. Закон сложения парциальных давлений был сформулирован в 1801 году Дж. Дальтоном. При этом правильное теоретическое обоснование, основанное на молекулярно-кинети-ческой теории, было сделано значительно позже. Законы Дальтона — два физических закона, определяющих суммарное давление и растворимость смеси газов и сформулированы им начале XIX века: