Los átomos son de tamaño muy pequeño y tienen muy poca masa. Si expresamos la masa de un átomo de un elemento químico en gramos, entonces será un número precedido por más de veinte ceros después del punto decimal. Por tanto, medir la masa de los átomos en gramos es un inconveniente.
Sin embargo, si tomamos una masa muy pequeña como unidad, entonces todas las demás masas pequeñas se pueden expresar como una relación con esta unidad. Se eligió como unidad de medida de la masa atómica 1/12 de la masa de un átomo de carbono.
1/12 de la masa de un átomo de carbono se llama unidad de masa atómica(a.e.m.).
Masa atómica relativa es un valor igual a la relación entre la masa real de un átomo de un elemento químico particular y 1/12 de la masa real de un átomo de carbono. Esta es una cantidad adimensional, ya que se dividen dos masas.
A r = m en. / (1/12)m de arco.
Sin embargo masa atómica absoluta igual a relativo en valor y tiene una unidad de medida a.m.u.
Es decir, la masa atómica relativa muestra cuántas veces la masa de un átomo en particular es mayor que 1/12 de un átomo de carbono. Si un átomo A tiene r = 12, entonces su masa es 12 veces mayor que 1/12 de la masa de un átomo de carbono, o en otras palabras, tiene 12 unidades de masa atómica. Esto sólo puede suceder con el propio carbono (C). El átomo de hidrógeno (H) tiene Ar = 1. Esto significa que su masa es igual a la masa de 1/12 de la masa del átomo de carbono. El oxígeno (O) tiene una masa atómica relativa de 16 uma. Esto significa que un átomo de oxígeno tiene 16 veces más masa que 1/12 de un átomo de carbono, tiene 16 unidades de masa atómica.
El elemento más ligero es el hidrógeno. Su masa es aproximadamente igual a 1 uma. Los átomos más pesados tienen una masa cercana a las 300 uma.
Generalmente, para cada elemento químico su valor es la masa absoluta de átomos, expresada en términos de a. em. son redondeados.
Los valores de las unidades de masa atómica están escritos en la tabla periódica.
Para las moléculas se utiliza el concepto. masa molecular relativa (Mr). El peso molecular relativo muestra cuántas veces la masa de una molécula es mayor que 1/12 de la masa de un átomo de carbono. Pero como la masa de una molécula es igual a la suma de las masas de sus átomos constituyentes, la masa molecular relativa se puede encontrar simplemente sumando las masas relativas de estos átomos. Por ejemplo, una molécula de agua (H 2 O) contiene dos átomos de hidrógeno con Ar = 1 y un átomo de oxígeno con Ar = 16. Por lo tanto, Mr(H 2 O) = 18.
Varias sustancias tienen una estructura no molecular, por ejemplo los metales. En tal caso, su masa molecular relativa se considera igual a su masa atómica relativa.
En química, una cantidad importante se llama fracción de masa de un elemento químico en una molécula o sustancia. Muestra qué parte del peso molecular relativo corresponde a un elemento determinado. Por ejemplo, en el agua, el hidrógeno representa 2 partes (ya que hay dos átomos) y el oxígeno, 16. Es decir, si mezclas hidrógeno que pesa 1 kg y oxígeno que pesa 8 kg, reaccionarán sin dejar residuos. La fracción de masa de hidrógeno es 2/18 = 1/9 y la fracción de masa de oxígeno es 16/18 = 8/9.
Actualmente, se considera que la unidad de masa atómica es igual a 1/12 de la masa de un átomo neutro del isótopo más común de carbono 12 C, por lo que la masa atómica de este isótopo, por definición, es exactamente 12. La diferencia entre la masa atómica de un isótopo y su número másico se llama exceso de masa (generalmente expresado en MeV). Puede ser positivo o negativo; la razón de su aparición es la dependencia no lineal de la energía de enlace de los núcleos del número de protones y neutrones, así como la diferencia en las masas de un protón y un neutrón.
La dependencia de la masa atómica de un isótopo del número de masa es la siguiente: el exceso de masa es positivo para el hidrógeno-1, al aumentar el número de masa disminuye y se vuelve negativo hasta alcanzar un mínimo para el hierro-56, luego comienza a crece y aumenta a valores positivos para los nucleidos pesados. Esto corresponde al hecho de que la fisión de núcleos más pesados que el hierro libera energía, mientras que la fisión de núcleos ligeros requiere energía. Por el contrario, la fusión de núcleos más ligeros que el hierro libera energía, mientras que la fusión de elementos más pesados que el hierro requiere energía adicional.
Historia
Hasta la década de 1960, la masa atómica se definía de modo que el nucleido oxígeno-16 tuviera una masa atómica de 16 (escala de oxígeno). Sin embargo, la proporción de oxígeno-17 y oxígeno-18 en el oxígeno natural, que también se utilizó en los cálculos de masa atómica, dio como resultado dos tablas diferentes de masas atómicas. Los químicos utilizaron una escala basada en que la mezcla natural de isótopos de oxígeno tendría una masa atómica de 16, mientras que los físicos asignaron el mismo número de 16 a la masa atómica del isótopo más común del oxígeno (que tiene ocho protones y ocho neutrones). ).
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La masa de un átomo, expresada en unidades de masa atómica. La masa atómica es menor que la suma de las masas de las partículas que componen el átomo (protones, neutrones, electrones) en una cantidad determinada por la energía de su interacción (ver, por ejemplo, Defecto de masa) ... Gran diccionario enciclopédico
La masa atómica es la masa de un átomo de un elemento químico, expresada en unidades de masa atómica (u.m.a.). Por 1 uma Se acepta 1/12 de la masa del isótopo de carbono con masa atómica 12. 1 uma = 1,6605655 10 27 kg. La masa atómica está formada por las masas de todos los protones y... Términos de energía nuclear
masa atomica- es la masa de los átomos de un elemento, expresada en unidades de masa atómica. La masa de un elemento que contiene el mismo número de átomos que 12 g del isótopo 12C. Química general: libro de texto / A. V. Zholnin ... términos químicos
MASA ATOMICA- cantidad adimensional. A. m. masa de un átomo químico. elemento expresado en unidades atómicas (ver) ... Gran Enciclopedia Politécnica
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masa atomica- - [Ya.N.Luginsky, M.S.Fezi Zhilinskaya, Yu.S.Kabirov. Diccionario inglés-ruso de ingeniería eléctrica e ingeniería energética, Moscú, 1999] Temas de ingeniería eléctrica, conceptos básicos EN peso atómico ... Guía del traductor técnico
La masa de un átomo, expresada en unidades de masa atómica. La masa atómica de un elemento químico que consiste en una mezcla de isótopos se considera el valor promedio de la masa atómica de los isótopos, teniendo en cuenta su contenido porcentual (este valor se da en periódicos... ... diccionario enciclopédico
El concepto de esta cantidad ha sufrido cambios a largo plazo de acuerdo con los cambios en el concepto de átomos. Según la teoría de Dalton (1803), todos los átomos de un mismo elemento químico son idénticos y su masa atómica es un número igual a... ... Enciclopedia de Collier
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masa atomica- santykinė atominė masė statusas T sritis Standartizacija ir metrologija apibrėžtis Vidutinės elemento atomų masės ir 1/12 nuklido ¹²C atomo masės dalmuo. atitikmenys: inglés. masa atomica; peso atomico; masa atómica relativa vok. Masa atómica, f;… … Penkiakalbis aiškinamasis metrologijos terminų žodynas
Una de las principales características de cualquier elemento químico es su masa atómica relativa.
(Una unidad de masa atómica es 1/12 de la masa de un átomo de carbono, cuya masa se considera 12 uma y es1,66 10 24 GRAMO.
Comparando las masas de átomos de elementos por uma, se encuentran los valores numéricos de la masa atómica relativa (Ar).
La masa atómica relativa de un elemento muestra cuántas veces la masa de su átomo es mayor que 1/12 de la masa de un átomo de carbono.
Por ejemplo, para oxígeno Ar (O) = 15,9994 y para hidrógeno Ar (H) = 1,0079.
Para moléculas de sustancias simples y complejas, determine peso molecular relativo, que es numéricamente igual a la suma de las masas atómicas de todos los átomos que forman la molécula. Por ejemplo, el peso molecular del agua es H2O.
Mg(H2O) = 2 1,0079 + 1 15,9994 = 18,0153.
ley de avogadro
En química, junto con las unidades de masa y volumen, se utiliza una unidad de cantidad de una sustancia, llamada mol.
!MOL (v) - una unidad de medida de la cantidad de una sustancia que contiene tantas unidades estructurales (moléculas, átomos, iones) como átomos contenidos en 0,012 kg (12 g) del isótopo de carbono "C".
Esto significa que 1 mol de cualquier sustancia contiene el mismo número de unidades estructurales, igual a 6,02 10 23 . Esta cantidad se llama la constante de avogadro(designación norteA, dimensión 1/mol).
El científico italiano Amadeo Avogadro propuso una hipótesis en 1811, que luego fue confirmada mediante datos experimentales y posteriormente se denominó La ley de Avogadro. Llamó la atención sobre el hecho de que todos los gases están igualmente comprimidos (ley de Boyle-Marriott) y tienen los mismos coeficientes de expansión térmica (ley de Gay-Lussac). En este sentido, sugirió que:
Volúmenes iguales de diferentes gases en las mismas condiciones contienen el mismo número de moléculas.
En las mismas condiciones (normalmente hablamos de condiciones normales: la presión absoluta es de 1013 milibares y la temperatura es de 0 ° C), la distancia entre las moléculas de todos los gases es la misma y el volumen de las moléculas es insignificante. Teniendo en cuenta todo lo anterior, podemos hacer la siguiente suposición:
!si volúmenes iguales de gases en las mismas condiciones contienen el mismo número de moléculas, entonces las masas que contienen el mismo número de moléculas deben tener el mismo volumen.
En otras palabras,
En las mismas condiciones, 1 mol de cualquier gas ocupa el mismo volumen. En condiciones normales, 1 mol de cualquier gas ocupa un volumen v, igual a 22,4 l. Este volumen se llamavolumen molar de gas (dimensión l/mol o m³ /mol).
El valor exacto del volumen molar de un gas en condiciones normales (presión 1013 milibares y temperatura 0°C) es 22,4135 ± 0,0006 l/mol. En condiciones estándar (t=+15° C, presión = 1013 mbar) 1 mol de gas ocupa un volumen de 23,6451 litros, y at=+20°C y una presión de 1013 mbar, 1 mol ocupa un volumen de aproximadamente 24,2 litros.
En términos numéricos, la masa molar coincide con las masas de átomos y moléculas (en uma) y con las masas atómicas y moleculares relativas.
En consecuencia, 1 mol de cualquier sustancia tiene una masa en gramos numéricamente igual a la masa molecular de esta sustancia, expresada en unidades de masa atómica.
Por ejemplo, M(O2) = 16a. em 2 = 32 a. em., por lo tanto, 1 mol de oxígeno corresponde a 32 g. Las densidades de los gases medidas en las mismas condiciones se denominan masas molares. Dado que en el transporte de gases licuados en gaseros el principal objeto de los problemas prácticos son las sustancias moleculares (líquidos, vapores, gases), las principales cantidades buscadas serán la masa molar. METRO(g/mol), cantidad de sustancia v en moles y masa t sustancias en gramos o kilogramos.
Conociendo la fórmula química de un gas en particular, se pueden resolver algunos problemas prácticos que surgen durante el transporte de gases licuados.
Ejemplo 1. El tanque de cubierta contiene 22 toneladas de etileno licuado. (CON2 norte4 ). Es necesario determinar si hay suficiente carga a bordo para soplar tres tanques de carga con un volumen de 5000 m 3 cada uno, si después de soplar la temperatura de los tanques es de 0 ° C y la presión es de 1013 milibares.
1. Determinar el peso molecular del etileno:
M = 2 12,011 + 4 1,0079 = 28,054 g/mol.
2. Calcule la densidad del vapor de etileno en condiciones normales:
ρ = M/V = 28,054: 22,4 = 1,232 g/l.
3. Encuentre el volumen de vapor de carga en condiciones normales:
22∙106: 1.252= 27544 m3.
El volumen total de tanques de carga es de 15.000 m3. En consecuencia, hay suficiente carga a bordo para purgar todos los tanques de carga con vapor de etileno.
Ejemplo 2. Es necesario determinar cuánto propano. (CON3 norte8 ) Se requerirá para purgar tanques de carga con una capacidad total de 8000 m 3, si la temperatura de los tanques es de +15 ° C y la presión del vapor de propano en el tanque después del final de la purga no excederá los 1013 milibares.
1. Determinar la masa molar del propano. CON3 norte8
METRO = 3 12,011 + 8 1,0079 = 44,1 g/mol.
2. Determinemos la densidad del vapor de propano después de purgar los tanques:
ρ = M: v = 44,1: 23,641 = 1,865 kg/m 3.
3. Conociendo la densidad y el volumen del vapor, determinamos la cantidad total de propano necesaria para purgar el tanque:
metro = ρ v = 1,865 8000 = 14920 kg ≈ 15 t.
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✪ Química| Masa atómica relativa
✪ 15. Masa atómica
✪ Masa atómica relativa. Masa molecular.
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información general
Una de las propiedades fundamentales de un átomo es su masa. La masa absoluta de un átomo es un valor extremadamente pequeño. Por tanto, un átomo de hidrógeno tiene una masa de aproximadamente 1,67⋅10 −24 g. Por lo tanto, en química (para fines prácticos) es preferente y mucho más conveniente utilizar un valor relativo [convencional], que se llama Masa atómica relativa o simplemente masa atomica y que muestra cuántas veces la masa de un átomo de un elemento dado es mayor que la masa de un átomo de otro elemento, tomado como unidad de medida de masa.
La unidad de medida de las masas atómicas y moleculares es 1 ⁄ 12 parte de la masa de un átomo neutro del isótopo más común del carbono 12 C. Esta unidad de medida de masa no sistémica se llama unidad de masa atómica (A. comer.) o Dalton (Sí).
La diferencia entre la masa atómica de un isótopo y su número másico se llama exceso de masa (generalmente expresado en MeV). Puede ser positivo o negativo; la razón de su aparición es la dependencia no lineal de la energía de enlace de los núcleos del número de protones y neutrones, así como la diferencia en las masas de un protón y un neutrón.
La dependencia de la masa atómica de un isótopo del número de masa es la siguiente: el exceso de masa es positivo para el hidrógeno-1, al aumentar el número de masa disminuye y se vuelve negativo hasta alcanzar un mínimo para el hierro-56, luego comienza a crece y aumenta a valores positivos para los nucleidos pesados. Esto corresponde al hecho de que la fisión de núcleos más pesados que el hierro libera energía, mientras que la fisión de núcleos ligeros requiere energía. Por el contrario, la fusión de núcleos más ligeros que el hierro libera energía, mientras que la fusión de elementos más pesados que el hierro requiere energía adicional.
Historia
Al calcular las masas atómicas, inicialmente (desde principios del siglo XIX, según la propuesta de J. Dalton; ver Teoría atomística de Dalton), se tomó como unidad de masa [relativa] la masa del átomo de hidrógeno como elemento más ligero. , y las masas de los átomos de otros elementos se calcularon en relación con él. Pero dado que las masas atómicas de la mayoría de los elementos se determinan en función de la composición de sus compuestos de oxígeno, de hecho (de facto) los cálculos se realizaron en relación con la masa atómica del oxígeno, que se tomó igual a 16; la relación entre las masas atómicas de oxígeno e hidrógeno se consideró igual a 16: 1. Posteriormente, mediciones más precisas mostraron que esta relación es igual a 15,874: 1 o, lo que es lo mismo, 16: 1,0079, según qué átomo sea el oxígeno. o hidrógeno: se refieren a un valor entero. Un cambio en la masa atómica del oxígeno implicaría un cambio en las masas atómicas de la mayoría de los elementos. Por lo tanto, se decidió dejar la masa atómica del oxígeno en 16, tomando la masa atómica del hidrógeno igual a 1,0079.
Así, se tomó la unidad de masa atómica. 1 ⁄ 16 parte de la masa de un átomo de oxígeno, llamada unidad de oxígeno. Posteriormente se descubrió que el oxígeno natural es una mezcla de isótopos, por lo que la unidad de masa de oxígeno caracteriza la masa promedio de los átomos de los isótopos naturales de oxígeno (oxígeno-16, oxígeno-17 y oxígeno-18), que resultó ser inestable debido a variaciones naturales en la composición isotópica del oxígeno. Para la física atómica, tal unidad resultó inaceptable y en esta rama de la ciencia se adoptó la unidad de masa atómica. 1 ⁄ 16 parte de la masa del átomo de oxígeno 16 O. Como resultado, se formaron dos escalas de masas atómicas: química y física. La presencia de dos escalas de masa atómica creó grandes inconvenientes. Los valores de muchas constantes calculadas en las escalas física y química resultaron ser diferentes. Esta posición inaceptable llevó a la introducción de la escala de masas atómicas del carbono en lugar de la escala del oxígeno.
Una escala unificada de masas atómicas relativas y una nueva unidad de masa atómica fueron adoptadas por el Congreso Internacional de Físicos (1960) y unificadas por el Congreso Internacional de Químicos (1961; 100 años después del 1er Congreso Internacional de Químicos), en lugar de la Las dos unidades de oxígeno anteriores de masa atómica: física y química. Oxígeno químico La unidad es igual a 0,999957 nueva unidad de masa atómica de carbono. En la escala moderna, las masas atómicas relativas del oxígeno y el hidrógeno son respectivamente 15,9994:1,0079... Dado que la nueva unidad de masa atómica está ligada a un isótopo específico, y no a la masa atómica promedio de un elemento químico, las variaciones isotópicas naturales no lo hacen. no afectará la reproducibilidad de esa unidad.
De los materiales de la lección aprenderá que los átomos de algunos elementos químicos difieren en masa de los átomos de otros elementos químicos. El profesor te contará cómo los químicos midieron la masa de átomos que son tan pequeños que no se pueden ver ni siquiera con un microscopio electrónico.
Tema: Ideas químicas iniciales.
Lección: Masa atómica relativa de elementos químicos
A principios del siglo XIX. (150 años después del trabajo de Robert Boyle), el científico inglés John Dalton propuso un método para determinar la masa de átomos de elementos químicos. Consideremos la esencia de este método.
Dalton propuso un modelo según el cual una molécula de una sustancia compleja contiene sólo un átomo de diferentes elementos químicos. Por ejemplo, creía que una molécula de agua consta de 1 átomo de hidrógeno y 1 átomo de oxígeno. Según Dalton, las sustancias simples también contienen sólo un átomo de un elemento químico. Aquellos. una molécula de oxígeno debe estar formada por un átomo de oxígeno.
Y luego, conociendo las fracciones de masa de los elementos en una sustancia, es fácil determinar cuántas veces la masa de un átomo de un elemento difiere de la masa de un átomo de otro elemento. Así, Dalton creía que la fracción de masa de un elemento en una sustancia está determinada por la masa de su átomo.
Se sabe que la fracción de masa de magnesio en el óxido de magnesio es del 60% y la fracción de masa de oxígeno es del 40%. Siguiendo el razonamiento de Dalton, podemos decir que la masa de un átomo de magnesio es 1,5 veces mayor que la masa de un átomo de oxígeno (60/40 = 1,5):
El científico notó que la masa del átomo de hidrógeno es la más pequeña, porque No existe ninguna sustancia compleja en la que la fracción de masa de hidrógeno sea mayor que la fracción de masa de otro elemento. Por tanto, propuso comparar las masas de los átomos de los elementos con la masa de un átomo de hidrógeno. Y de esta manera calculó los primeros valores de las masas atómicas relativas (relativas al átomo de hidrógeno) de los elementos químicos.
La masa atómica del hidrógeno se tomó como unidad. Y el valor de la masa relativa de azufre resultó ser 17. Pero todos los valores obtenidos fueron aproximados o incorrectos, porque la técnica experimental de aquella época estaba lejos de ser perfecta y la suposición de Dalton sobre la composición de la sustancia era incorrecta.
En 1807 - 1817 El químico sueco Jons Jakob Berzelius realizó una extensa investigación para aclarar las masas atómicas relativas de los elementos. Logró obtener resultados cercanos a los modernos.
Mucho más tarde que el trabajo de Berzelius, las masas de los átomos de los elementos químicos comenzaron a compararse con 1/12 de la masa de un átomo de carbono (Fig. 2).
Arroz. 1. Modelo para calcular la masa atómica relativa de un elemento químico.
La masa atómica relativa de un elemento químico muestra cuántas veces la masa de un átomo de un elemento químico es mayor que 1/12 de la masa de un átomo de carbono.
La masa atómica relativa se denota por Ar; no tiene unidades de medida, ya que muestra la relación de las masas de los átomos.
Por ejemplo: A r (S) = 32, es decir un átomo de azufre es 32 veces más pesado que 1/12 de la masa de un átomo de carbono.
La masa absoluta de 1/12 de un átomo de carbono es una unidad de referencia, cuyo valor se calcula con gran precisión y es 1,66 * 10 -24 go 1,66 * 10 -27 kg. Esta masa de referencia se llama unidad de masa atómica (a.e.m.).
No es necesario memorizar los valores de las masas atómicas relativas de los elementos químicos, se dan en cualquier libro de texto o libro de referencia sobre química, así como en la tabla periódica de D.I. Mendeleev.
Al calcular, los valores de las masas atómicas relativas suelen redondearse a números enteros.
La excepción es la masa atómica relativa del cloro: para el cloro se utiliza un valor de 35,5.
1. Colección de problemas y ejercicios de química: 8º grado: al libro de texto de P.A. Orzhekovsky y otros "Química, octavo grado" / P.A. Orzhekovsky, N.A. Titov, F.F. Hegel. – M.: AST: Astrel, 2006.
2. Ushakova O.V. Libro de trabajo de química: octavo grado: al libro de texto de P.A. Orzhekovsky y otros: “Química. 8vo grado” / O.V. Ushakova, P.I. Bespalov, P.A. Orzhekovsky; bajo. ed. profe. PENSILVANIA. Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (p. 24-25)
3. Química: 8º grado: libro de texto. para educación general instituciones / P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005.(§10)
4. Química: inorg. química: libro de texto. para 8vo grado. educación general instituciones / G.E. Rudzitis, Fyu Feldman. – M.: Educación, OJSC “Libros de texto de Moscú”, 2009. (§§8,9)
5. Enciclopedia para niños. Volumen 17. Química/Capítulo. ed.V.A. Volodin, Ved. científico ed. I. Leenson. – M.: Avanta+, 2003.
Recursos web adicionales
1. Colección unificada de recursos educativos digitales ().
2. Versión electrónica de la revista “Química y Vida” ().
Tarea
pág.24-25 No. 1-7 del Cuaderno de trabajo de química: octavo grado: al libro de texto de P.A. Orzhekovsky y otros: “Química. 8vo grado” / O.V. Ushakova, P.I. Bespalov, P.A. Orzhekovsky; bajo. ed. profe. PENSILVANIA. Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006.