Massaluku ja suhteellinen atomimassa. Suhteelliset atomi- ja molekyylimassat

ATOMIMASSA

(vanhentunut termi - atomipaino), viittaa. atomin massan arvo ilmaistuna

V atomimassayksiköt. Murtoluku (toisin kuin massaluku - neutronien ja protonien kokonaismäärä atomiytimessä). OLEN. yhden kemikaalin isotoopit. elementit ovat erilaisia. A. m:lle luonnollinen. isotooppien seoksesta koostuvat alkuaineet ottavat A.M:n keskiarvon. isotoopit ottaen huomioon niiden prosenttiosuuden. Nämä arvot ilmoitetaan säännöllisesti. alkuainejärjestelmä (lukuun ottamatta transuraanialkuaineita, joiden massaluvut on annettu). OLEN. määrittää ero. menetelmät; max. Tarkin on massaspektrometria.

Tämän suuren käsite on kokenut pitkän aikavälin muutoksia atomikäsitteen muutosten mukaisesti. Daltonin teorian (1803) mukaan saman kemiallisen alkuaineen kaikki atomit ovat identtisiä ja sen atomimassa on luku, joka on yhtä suuri kuin niiden massan suhde tietyn vakioalkuaineen atomin massaan. Kuitenkin noin 1920-luvulla kävi selväksi, että luonnossa löydettyjä alkuaineita oli kahta tyyppiä: toisia edustavat itse asiassa identtiset atomit, kun taas toisissa atomeja, joilla oli sama ydinvaraus, mutta eri massat; Tämän tyyppisiä atomeja kutsuttiin isotoopeiksi. Daltonin määritelmä pätee siis vain ensimmäisen tyypin elementeille. Useiden isotooppien edustaman alkuaineen atomimassa on kaikkien sen isotooppien massalukujen keskiarvo, joka on otettu prosenttiosuutena, joka vastaa niiden runsautta luonnossa. 1800-luvulla Kemistit käyttivät vetyä tai happea standardina atomimassan määrittämisessä. Vuonna 1904 1/16 keskimääräisestä...

Atomimassa

atomipaino, atomin massan arvo ilmaistuna atomimassayksiköinä (katso Atomimassayksiköt). Erikoisyksikön käyttö ammusten mittaamiseen johtuu siitä, että atomien massat ovat erittäin pieniä (10 -22 -10 -24 G) ja niiden ilmaiseminen grammoina on hankalaa. Amu-yksikön katsotaan olevan 1/12 hiiliatomin isotoopin massasta 12 C. Hiiliyksikön massa (lyhennettynä c.u.) on (1,660 43 ± 0,00031) 10 -24 G. Yleensä kun ilmaistaan ​​A. m., merkintä "u. e." laskettu alas.

Käsite "A. m." esitteli J. Dalton (1803). Hän määritteli ensimmäisenä AM:n. Laaja työ AM:n perustamiseksi tehtiin 1800-luvun ensimmäisellä puoliskolla. J. Berzelius , myöhemmin Zh. S. Stas ja T. W. Richards. Vuonna 1869 D...

Atomimassa

Oppitunnin materiaaleista opit, että joidenkin kemiallisten alkuaineiden atomit eroavat massaltaan muiden kemiallisten alkuaineiden atomeista. Opettaja kertoo, kuinka kemistit mittasivat atomien massan, joka on niin pieni, ettei niitä näe edes elektronimikroskoopilla.

Aihe: Ensimmäiset kemialliset ideat

Oppitunti: Kemiallisten alkuaineiden suhteellinen atomimassa

1800-luvun alussa. (150 vuotta Robert Boylen työn jälkeen) englantilainen tiedemies John Dalton ehdotti menetelmää kemiallisten alkuaineiden atomien massan määrittämiseksi. Tarkastellaanpa tämän menetelmän ydintä.

Dalton ehdotti mallia, jonka mukaan monimutkaisen aineen molekyyli sisältää vain yhden atomin eri kemiallisia alkuaineita. Hän esimerkiksi uskoi, että vesimolekyyli koostuu 1 vetyatomista ja 1 happiatomista. Daltonin mukaan yksinkertaisten aineiden koostumus sisältää myös vain yhden kemiallisen alkuaineen atomin. Nuo. happimolekyylin tulee koostua yhdestä happiatomista.

Ja sitten, kun tiedetään aineen alkuaineiden massaosuudet, on helppo määrittää, kuinka monta kertaa yhden alkuaineen atomin massa eroaa toisen alkuaineen atomin massasta. Näin ollen Dalton uskoi, että elementin massaosuus aineessa määräytyy sen atomin massan mukaan.

Tiedetään, että magnesiumin massaosuus magnesiumoksidissa on 60 % ja hapen massaosuus 40 %. Daltonin päättelyn polkua noudattaen voidaan sanoa, että magnesiumatomin massa on 1,5 kertaa suurempi kuin happiatomin massa (60/40 = 1,5):

Tiedemies huomasi, että vetyatomin massa on pienin, koska Ei ole olemassa monimutkaista ainetta, jossa vedyn massaosuus olisi suurempi kuin toisen alkuaineen massaosuus. Siksi hän ehdotti alkuaineiden atomien massojen vertaamista vetyatomin massaan. Ja tällä tavalla hän laski kemiallisten alkuaineiden suhteellisten (suhteessa vetyatomiin) atomimassojen ensimmäiset arvot.

Vedyn atomimassa otettiin yksikkönä. Ja rikin suhteellisen massan arvoksi osoittautui 17. Mutta kaikki saadut arvot olivat joko likimääräisiä tai vääriä, koska tuon ajan kokeellinen tekniikka oli kaukana täydellisestä ja Daltonin oletus aineen koostumuksesta oli väärä.

Vuosina 1807-1817 Ruotsalainen kemisti Jons Jakob Berzelius teki laajan tutkimuksen selvittääkseen alkuaineiden suhteellisia atomimassoja. Hän onnistui saamaan tuloksia, jotka ovat lähellä nykyaikaisia.

Paljon myöhemmin kuin Berzeliuksen työtä, kemiallisten alkuaineiden atomien massoja alettiin verrata 1/12:aan hiiliatomin massasta (kuva 2).

Riisi. 1. Malli kemiallisen alkuaineen suhteellisen atomimassan laskemiseksi

Kemiallisen alkuaineen suhteellinen atomimassa osoittaa, kuinka monta kertaa kemiallisen alkuaineen atomin massa on suurempi kuin 1/12 hiiliatomin massasta.

Suhteellinen atomimassa on merkitty A r:llä, sillä ei ole mittayksikköjä, koska se näyttää atomien massojen suhteen.

Esimerkiksi: A r (S) = 32, so. rikkiatomi on 32 kertaa raskaampi kuin 1/12 hiiliatomin massasta.

Hiiliatomin 1/12:n absoluuttinen massa on vertailuyksikkö, jonka arvo on laskettu suurella tarkkuudella ja se on 1,66 * 10 -24 g tai 1,66 * 10 -27 kg. Tätä vertailumassaa kutsutaan atomimassayksikkö (a.e.m.).

Kemiallisten alkuaineiden suhteellisten atomimassojen arvoja ei tarvitse muistaa, vaan ne annetaan missä tahansa kemian oppikirjassa tai hakuteoksessa sekä D.I.:n jaksollisessa taulukossa. Mendelejev.

Laskettaessa suhteellisten atomimassojen arvot pyöristetään yleensä kokonaislukuihin.

Poikkeuksena on kloorin suhteellinen atomimassa - kloorille käytetään arvoa 35,5.

1. Kokoelma kemian tehtäviä ja harjoituksia: 8. luokka: P.A. oppikirjaan. Orzhekovsky ja muut. "Kemia, 8. luokka" / P.A. Oržekovski, N.A. Titov, F.F. Hegel. – M.: AST: Astrel, 2006.

2. Ushakova O.V. Kemian työkirja: 8. luokka: oppikirjaan P.A. Oržekovski ym. "Kemia. 8. luokka” / O.V. Ushakova, P.I. Bespalov, P.A. Oržekovski; alla. toim. prof. P.A. Oržekovski - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (s. 24-25)

3. Kemia: 8. luokka: oppikirja. yleissivistävää koulutusta varten laitokset / P.A. Oržekovski, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005. (§10)

4. Kemia: inorg. kemia: oppikirja. 8 luokalle. Yleissivistävä koulutus laitokset / G.E. Rudzitis, Fyu Feldman. – M.: Koulutus, OJSC “Moscow Textbooks”, 2009. (§§8,9)

5. Tietosanakirja lapsille. Osa 17. Kemia / Luku. toim.V.A. Volodin, Ved. tieteellinen toim. I. Leenson. – M.: Avanta+, 2003.

Muita verkkoresursseja

1. Digitaalisten koulutusresurssien yhtenäinen kokoelma ().

2. "Chemistry and Life" -lehden sähköinen versio ().

Kotitehtävät

s. 24-25 Nro 1-7 kemian työkirjasta: 8. luokka: P.A. oppikirjaan. Oržekovski ym. "Kemia. 8. luokka” / O.V. Ushakova, P.I. Bespalov, P.A. Oržekovski; alla. toim. prof. P.A. Oržekovski - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006.

Artikkelin sisältö

ATOMIMASSA. Tämän suuren käsite on kokenut pitkän aikavälin muutoksia atomikäsitteen muutosten mukaisesti. Daltonin teorian (1803) mukaan saman kemiallisen alkuaineen kaikki atomit ovat identtisiä ja sen atomimassa on luku, joka on yhtä suuri kuin niiden massan suhde tietyn vakioalkuaineen atomin massaan. Kuitenkin noin 1920-luvulla kävi selväksi, että luonnossa löydettyjä alkuaineita oli kahta tyyppiä: toisia edustavat itse asiassa identtiset atomit, kun taas toisissa atomeja, joilla oli sama ydinvaraus, mutta eri massat; Tämän tyyppisiä atomeja kutsuttiin isotoopeiksi. Daltonin määritelmä pätee siis vain ensimmäisen tyypin elementeille. Useiden isotooppien edustaman alkuaineen atomimassa on sen kaikkien isotooppien massalukujen keskiarvo otettuna niiden runsautta luonnossa vastaavana prosentteina.

1800-luvulla Kemistit käyttivät vetyä tai happea standardina atomimassan määrittämisessä. Vuonna 1904 standardiksi otettiin 1/16 luonnonhappiatomin keskimääräisestä massasta (happiyksikkö), ja vastaavaa asteikkoa kutsuttiin kemialliseksi. Atomimassojen massaspektrografinen määritys tehtiin 16O-isotoopin massasta 1/16, ja vastaavaa mittakaavaa kutsuttiin fysikaaliseksi. 1920-luvulla havaittiin, että luonnollinen happi koostuu kolmen isotoopin seoksesta: 16 O, 17 O ja 18 O. Tähän liittyen nousi kaksi ongelmaa. Ensin selvisi, että luonnollisten happi-isotooppien suhteellinen runsaus vaihtelee hieman, mikä tarkoittaa, että kemiallinen mittakaava perustuu suureen, joka ei ole absoluuttinen vakio. Toiseksi fyysikot ja kemistit saivat erilaisia ​​arvoja sellaisille johdannaisvakioille, kuten moolitilavuudet, Avogadron luku jne. Ratkaisu ongelmaan löydettiin vuonna 1961, jolloin 1/12 massasta hiili-isotooppi oli 12 C (hiiliyksikkö). (1 amu eli 1D (dalton), SI-yksiköissä massa on 1,66057×10 -27 kg.) Luonnonhiili koostuu myös kahdesta isotoopista: 12 C - 99% ja 13 C - 1%, mutta uusia arvoja alkuaineiden atomimassat liittyvät vain ensimmäiseen niistä. Tuloksena saatiin universaali taulukko suhteellisista atomimassoista. 12 C:n isotooppi osoittautui myös sopivaksi fysikaalisiin mittauksiin.

MÄÄRITTÄMISMENETELMÄT

Atomimassa voidaan määrittää joko fysikaalisilla tai kemiallisilla menetelmillä. Kemialliset menetelmät eroavat toisistaan ​​siinä, että yhdessä vaiheessa ne eivät sisällä itse atomeja, vaan niiden yhdistelmiä.

Kemialliset menetelmät.

Atomiteorian mukaan yhdisteiden alkuaineiden atomimäärät liittyvät toisiinsa pieninä kokonaislukuina (Daltonin keksimä useiden suhteiden laki). Siksi tunnetun koostumuksen yhdisteelle on mahdollista määrittää yhden alkuaineen massa, kun tiedetään kaikkien muiden massat. Joissakin tapauksissa yhdisteen massa voidaan mitata suoraan, mutta se löydetään yleensä epäsuorilla menetelmillä. Katsotaanpa näitä molempia lähestymistapoja.

Al:n atomimassa määritettiin äskettäin seuraavasti. Tunnetut määrät AI:ta muutettiin nitraatiksi, sulfaatiksi tai hydroksidiksi ja kalsinoitiin sitten alumiinioksidiksi (Al 2 O 3), jonka määrä määritettiin tarkasti. Kahden tunnetun massan ja alumiinin ja hapen atomimassojen välisestä suhteesta (15.9)

löysi Al:n atomimassan. Kuitenkin suoraan vertaamalla hapen atomimassaan vain muutaman alkuaineen atomimassat voidaan määrittää. Useimmille alkuaineille ne määritettiin epäsuorasti analysoimalla klorideja ja bromideja. Ensinnäkin näitä yhdisteitä voidaan saada monille alkuaineille puhtaassa muodossa, ja toiseksi niiden tarkan kvantitatiivisen määrityksen vuoksi kemistillä on käytössään herkkä analyyttinen menetelmä, joka perustuu niiden massojen vertaamiseen hopean massaan. Tätä varten määritä tarkasti analysoitujen yhdisteiden massa ja niiden kanssa vuorovaikutuksessa tarvittava hopean massa. Halutun alkuaineen atomimassa lasketaan hopean atomimassan perusteella - viitearvo tällaisissa määrityksissä. Hopean atomimassa (107,870) hiiliyksiköissä määritettiin epäsuoralla kemiallisella menetelmällä.

Fyysiset menetelmät.

1900-luvun puolivälissä. Atomimassan määrittämiseen oli vain yksi fysikaalinen menetelmä, nykyään neljä on yleisimmin käytetty.

Kaasun tiheys.

Ensimmäinen fysikaalinen menetelmä perustui kaasun tiheyden määrittämiseen ja siihen, että Avogadron lain mukaan yhtä suuret määrät kaasuja samassa lämpötilassa ja paineessa sisältävät saman määrän molekyylejä. Siksi, jos tietyllä tilavuudella puhdasta CO 2:ta on massa 1,3753 suurempi kuin sama tilavuus happea samoissa olosuhteissa, CO 2 -molekyylin tulisi olla 1,3753 kertaa raskaampi kuin happimolekyyli (O 2:n molekyylimassa = 31,998). eli CO 2 -molekyylin massa kemiallisessa mittakaavassa on 44,008. Jos tästä arvosta vähennetään kahden happiatomin massa, joka on 31,998, saadaan hiilen atomimassa - 12,01. Tarkemman arvon saamiseksi on tarpeen tehdä useita korjauksia, mikä vaikeuttaa tätä menetelmää. Siitä huolimatta sen avulla saatiin erittäin arvokasta tietoa. Siten jalokaasujen (He, Ne, Ar, Kr, Xe) löytämisen jälkeen tiheysmittauksiin perustuva menetelmä osoittautui ainoaksi sopivaksi niiden atomimassan määrittämiseen.

Massaspektroskopia.

Pian ensimmäisen maailmansodan jälkeen F. Aston loi ensimmäisen massaspektroskoopin, joka määrittää tarkasti eri isotooppien massaluvut ja avasi siten uuden aikakauden atomimassojen määrittämisen historiassa. Nykyään massaspektroskooppeja on kahta päätyyppiä: massaspektrometrit ja massaspektrografit (jälkimmäinen on esimerkiksi Aston-instrumentti). Massaspektrografi on suunniteltu tutkimaan sähköisesti varautuneiden atomien tai molekyylien virtauksen käyttäytymistä vahvassa magneettikentässä. Varautuneiden hiukkasten taipuma tässä kentässä on verrannollinen niiden massojen suhteeseen varaukseen, ja ne tallennetaan viivojen muodossa valokuvalevylle. Vertaamalla tiettyjä hiukkasia vastaavien viivojen paikkoja tunnetun atomimassan omaavan alkuaineen viivan sijaintiin voidaan määrittää halutun alkuaineen atomimassa riittävällä tarkkuudella. Hyvä esimerkki menetelmästä on verrata CH 4 (metaani) -molekyylin massaa hapen kevyimmän isotoopin, 16 O:n massanumeroon. Massaspektrografin kammioon päästään samanaikaisesti yhtä aikaa varautuneita metaani- ja 16 O-ioneja ja niiden massaa. sijainti tallennetaan valokuvalevylle. Niiden linjojen sijainnin ero vastaa massa-eroa 0,036406 (fysikaalisella asteikolla). Tämä on huomattavasti suurempi tarkkuus kuin mikään kemiallinen menetelmä voi tarjota.

Jos tutkittavalla elementillä ei ole isotooppeja, sen atomimassan määrittäminen ei ole vaikeaa. Muussa tapauksessa on tarpeen määrittää paitsi kunkin isotoopin massa, myös niiden suhteellinen runsaus seoksessa. Tätä arvoa ei voida määrittää riittävän tarkasti, mikä rajoittaa massaspektrografisen menetelmän käyttöä isotooppisten alkuaineiden, erityisesti raskaiden, atomimassojen löytämisessä. Äskettäin massaspektrometrialla oli mahdollista määrittää suurella tarkkuudella kahden hopean isotoopin, 107 Ag ja 109 Ag, suhteellinen runsaus. Mittaukset suoritettiin Yhdysvaltain kansallisessa standardivirastossa. Näiden uusien tietojen ja hopean isotooppien massojen aikaisempien mittausten avulla selvitettiin luonnollisen hopean atomimassa. Tämän arvon katsotaan nyt olevan 107,8731 (kemiallinen asteikko).

Ydinreaktiot.

Joidenkin alkuaineiden atomimassan määrittämiseksi voimme käyttää Einsteinin saamaa massan ja energian välistä suhdetta. Tarkastellaan reaktiota, jossa 14 N ytimet pommitetaan nopeilla deuteriumytimillä 15 N isotoopin ja tavallisen vedyn 1 H muodostumisen kanssa:

14 N + 2 H = 15 N + 1 H+ K

Reaktio vapauttaa energiaa K= 8 615 000 eV, joka Einsteinin yhtälön mukaan vastaa 0,00948 amu. Tämä tarkoittaa, että 14 N + 2 H:n massa ylittää 15 N + 1 H:n massan 0,00948 amulla, ja jos tiedämme minkä tahansa kolmen reaktioon osallistuvan isotoopin massaluvut, voimme löytää neljännen massan. Menetelmän avulla voit määrittää kahden isotoopin massalukujen eron suuremmalla tarkkuudella kuin massaspektrografia.

Radiografia.

Tällä fysikaalisella menetelmällä voidaan määrittää aineiden atomimassat, jotka muodostavat säännöllisen kidehilan tavallisissa lämpötiloissa. Menetelmä perustuu kiteisen aineen atomi- (tai molekyyli-) massan, sen tiheyden, Avogadron luvun ja tietyn kertoimen väliseen suhteeseen, joka määritetään kidehilan atomien välisistä etäisyyksistä. On tarpeen suorittaa kahden suuren tarkkuusmittaukset: hilavakio radiografisilla menetelmillä ja tiheys pyknometrialla. Menetelmän soveltamista rajoittavat vaikeudet saada puhtaita täydellisiä kiteitä (ilman tyhjiä paikkoja ja minkäänlaisia ​​vikoja).

Atomimassojen jalostus.

Kaikki yli 20 vuotta sitten tehdyt atomimassamittaukset tehtiin kemiallisilla menetelmillä tai kaasujen tiheyden määritysmenetelmällä. Äskettäin massaspektrometrisilla ja isotooppimenetelmillä saadut tiedot osuvat niin suureen tarkkuuteen, että kansainvälinen atomimassakomissio päätti korjata 36 alkuaineen atomimassat, joista 18:ssa ei ole isotooppeja.
Katso myös

Yksi minkä tahansa kemiallisen alkuaineen tärkeimmistä ominaisuuksista on sen suhteellinen atomimassa.

(Atomimassayksikkö on 1/12 hiiliatomin massasta, jonka massaksi otetaan 12 amu ja on1,66 10 24 G.

Vertailemalla alkuaineiden atomien massoja per amu saadaan suhteellisen atomimassan (Ar) numeeriset arvot.

Alkuaineen suhteellinen atomimassa osoittaa, kuinka monta kertaa sen atomin massa on suurempi kuin 1/12 hiiliatomin massasta.

Esimerkiksi hapelle Ar (O) = 15,9994 ja vedylle Ar (H) = 1,0079.

Määritä yksinkertaisten ja monimutkaisten aineiden molekyylit suhteellinen molekyylipaino, joka on numeerisesti yhtä suuri kuin kaikkien molekyylin muodostavien atomien atomimassojen summa. Esimerkiksi veden molekyylipaino on H2O

Mg (H2O) = 2 1,0079 + 1 15,9994 = 18,0153.

Avogadron laki

Kemiassa massa- ja tilavuusyksiköiden lisäksi käytetään aineen määräyksikköä, jota kutsutaan mooliksi.

!MOL (v) - aineen määrän mittayksikkö, joka sisältää niin monta rakenneyksikköä (molekyylejä, atomeja, ioneja) kuin on atomeja 0,012 kg:ssa (12 g) hiili-isotooppia "C".

Tämä tarkoittaa, että 1 mooli mitä tahansa ainetta sisältää saman määrän rakenneyksiköitä, yhtä kuin 6,02 10 23 . Tätä määrää kutsutaan Avogadron vakio(nimitys NA, mitat 1/mol).

Italialainen tiedemies Amadeo Avogadro esitti vuonna 1811 hypoteesin, joka vahvistettiin myöhemmin kokeellisilla tiedoilla ja jota myöhemmin kutsuttiin Avogadron laki. Hän kiinnitti huomion siihen, että kaikki kaasut ovat yhtä lailla puristettuja (Boyle-Marriottin laki) ja niillä on samat lämpölaajenemiskertoimet (Gay-Lussacin laki). Tältä osin hän ehdotti seuraavaa:

sama määrä eri kaasuja samoissa olosuhteissa sisältää saman määrän molekyylejä.

Samoissa olosuhteissa (yleensä puhumme normaaleista olosuhteista: absoluuttinen paine on 1013 millibaaria ja lämpötila 0 ° C), kaikkien kaasujen molekyylien välinen etäisyys on sama ja molekyylien tilavuus on mitätön. Ottaen huomioon kaikki edellä mainitut, voimme tehdä seuraavan oletuksen:

!jos sama määrä kaasuja samoissa olosuhteissa sisältää sama määrä molekyylejä, niin saman määrän molekyylejä sisältävillä massoilla on oltava sama tilavuus.

Toisin sanoen,

Samoissa olosuhteissa 1 mooli mitä tahansa kaasua vie saman tilavuuden. Normaaleissa olosuhteissa 1 mooli mitä tahansa kaasua vie tilavuuden v, vastaa 22,4 l. Tätä tilavuutta kutsutaankaasun moolitilavuus (mitta l/mol tai m³ /mol).

Kaasun molaarisen tilavuuden tarkka arvo normaaleissa olosuhteissa (paine 1013 millibaaria ja lämpötila 0 °C) on 22,4135 ± 0,0006 l/mol. Vakioolosuhteissa (t= +15° C, paine = 1013 mbar) 1 mooli kaasua vie 23,6451 litran tilavuuden jat=+20°C ja paine 1013 mbar, 1 mooli vie noin 24,2 litran tilavuuden.

Numeerisesti moolimassa on sama kuin atomien ja molekyylien massojen (amu) ja suhteellisten atomi- ja molekyylimassojen kanssa.

Näin ollen 1 moolilla mitä tahansa ainetta on massa grammoina, joka on numeerisesti yhtä suuri kuin tämän aineen molekyylimassa ilmaistuna atomimassayksiköinä.

Esimerkiksi M(O2) = 16 a. e.m. 2 = 32 a. e.m., siis 1 mooli happea vastaa 32 g. Samoissa olosuhteissa mitattuja kaasujen tiheyksiä kutsutaan niiden moolimassoiksi. Koska nesteytettyjä kaasuja kuljetettaessa kaasusäiliöillä käytännön ongelmien pääkohde ovat molekyyliaineet (nesteet, höyryt, kaasut), tärkeimmät haetut määrät ovat moolimassa M(g/mol), aineen määrä v moolissa ja massassa T aineet grammoina tai kilogrammoina.

Tietäen tietyn kaasun kemiallisen kaavan, voit ratkaista joitain käytännön ongelmia, joita syntyy nesteytettyjen kaasujen kuljetuksessa.

Esimerkki 1. Kansisäiliö sisältää 22 tonnia nesteytettyä eteeniä (KANSSA2 N4 ). On tarpeen määrittää, onko aluksella tarpeeksi lastia puhaltaamaan kolmen lastisäiliön läpi, joiden kunkin tilavuus on 5000 m 3, jos säiliöiden lämpötila puhalluksen jälkeen on 0 ° C ja paine 1013 millibaaria.

1. Määritä eteenin molekyylipaino:

M = 2 12,011 + 4 1,0079 = 28,054 g/mol.

2. Laske eteenihöyryn tiheys normaaleissa olosuhteissa:

ρ = M/V = 28,054: 22,4 = 1,232 g/l.

3. Selvitä lastihöyryn tilavuus normaaleissa olosuhteissa:

22∙10 6: 1,252 = 27544 m3.

Lastisäiliöiden kokonaistilavuus on 15 000 m3. Näin ollen aluksella on riittävästi lastia kaikkien lastisäiliöiden puhdistamiseen eteenihöyryllä.

Esimerkki 2. On tarpeen määrittää, kuinka paljon propaania (KANSSA3 N8 ) on tyhjennettävä lastisäiliöt, joiden kokonaiskapasiteetti on 8000 m 3, jos säiliöiden lämpötila on +15 ° C ja propaanin höyrynpaine säiliössä tyhjennyksen päätyttyä ei ylitä 1013 millibaaria.

1. Määritä propaanin moolimassa KANSSA3 N8

M = 3 12,011 + 8 1,0079 = 44,1 g/mol.

2. Määritä propaanihöyryn tiheys säiliöiden puhdistamisen jälkeen:

ρ \u003d M: v \u003d 44,1: 23,641 \u003d 1,865 kg / m 3.

3. Kun tiedämme höyryn tiheyden ja tilavuuden, määritämme säiliön tyhjentämiseen tarvittavan propaanin kokonaismäärän:

m \u003d ρ v \u003d 1,865 8000 \u003d 14920 kg ≈ 15 tonnia.

Mikä on "atomimassa"? Mikä on tämän sanan oikea kirjoitusasu. Käsite ja tulkinta.

Atomimassa Tämän suuren käsite muuttui pitkällä aikavälillä atomikäsitteen muutoksen mukaisesti. Daltonin teorian (1803) mukaan saman kemiallisen alkuaineen kaikki atomit ovat identtisiä ja sen atomimassa on luku, joka on yhtä suuri kuin niiden massan suhde jonkin vakioalkuaineen atomin massaan. Vuoteen 1920 mennessä kuitenkin kävi selväksi, että luonnossa esiintyviä alkuaineita on kahta tyyppiä: jotkut ovat itse asiassa identtisiä atomeja, kun taas toisilla on sama ydinvaraus, mutta eri massat; tällaisia ​​atomilajeja kutsuttiin isotoopeiksi. Daltonin määritelmä pätee siis vain ensimmäisen tyypin elementeille. Useiden isotooppien edustaman alkuaineen atomimassa on sen kaikkien isotooppien massalukujen keskiarvo otettuna niiden runsautta luonnossa vastaavana prosentteina. 1800-luvulla Kemistit käyttivät vetyä tai happea standardina atomimassan määrittämisessä. Vuonna 1904 standardiksi otettiin 1/16 luonnonhappiatomin keskimääräisestä massasta (happiyksikkö), ja vastaavaa asteikkoa kutsuttiin kemialliseksi. Atomimassojen massaspektrografinen määritys suoritettiin 16O-isotoopin massasta 1/16, ja vastaavaa mittakaavaa kutsuttiin fysikaaliseksi. 1920-luvulla luonnollisen hapen havaittiin olevan kolmen isotoopin seoksen: 16O, 17O ja 18O. Tässä suhteessa ilmeni kaksi ongelmaa. Ensin selvisi, että luonnollisten happi-isotooppien suhteellinen runsaus vaihtelee hieman, mikä tarkoittaa, että kemiallinen mittakaava perustuu suureen, joka ei ole absoluuttinen vakio. Toiseksi, fyysikot ja kemistit saivat erilaisia ​​arvoja sellaisille johdannaisvakioille, kuten moolitilavuudet, Avogadron luku jne. Ratkaisu ongelmaan löydettiin vuonna 1961, jolloin 1/12 massasta hiili-isotooppi oli 12С (hiiliyksikkö). (1 amu eli 1D (dalton), SI-massayksiköissä on 1,66057×10-27 kg.) Luonnonhiili koostuu myös kahdesta isotoopista: 12C - 99% ja 13C - 1%, mutta uudet arvot alkuaineiden atomimassat ovat liittyy vain ensimmäiseen niistä. Tuloksena saatiin universaali taulukko suhteellisista atomimassoista. 12C-isotooppi osoittautui myös käteväksi fysikaalisiin mittauksiin. MÄÄRITTÄMISMENETELMÄT Atomimassa voidaan määrittää joko fysikaalisilla tai kemiallisilla menetelmillä. Kemialliset menetelmät eroavat siitä, että yhdessä vaiheessa ne eivät sisällä itse atomeja, vaan niiden yhdistelmiä. Kemialliset menetelmät. Atomiteorian mukaan yhdisteiden alkuaineiden atomimäärät liittyvät toisiinsa pieninä kokonaislukuina (Daltonin keksimä useiden suhteiden laki). Siksi tunnetun koostumuksen yhdisteelle on mahdollista määrittää yhden alkuaineen massa, kun tiedetään kaikkien muiden massat. Joissakin tapauksissa yhdisteen massa voidaan mitata suoraan, mutta yleensä se löydetään epäsuorilla menetelmillä. Tarkastellaan näitä molempia lähestymistapoja. Al:n atomimassa on hiljattain määritetty seuraavasti. Tunnetut määrät AI:ta muutettiin nitraatiksi, sulfaatiksi tai hydroksidiksi ja kalsinoitiin sitten alumiinioksidiksi (Al2O3), joka kvantifioitiin tarkasti. Kahden tunnetun massan ja alumiinin ja hapen atomimassojen välisestä suhteesta (15.9)