Il concetto di peso molecolare e molare. Massa molare di azoto, idrogeno e aria
L'ipotesi proposta dall'antico filosofo greco Democrito sull'esistenza di particelle elementari indivisibili da cui si è formata tutta la materia fu riconosciuta dagli scienziati dopo millecinquecento anni. Il concetto di massa molare di una sostanza chimica alla fine prese forma solo all'inizio del XX secolo. In questo articolo, consideriamo questo concetto, concentrandosi sulla massa molare di azoto e idrogeno.
Amedeo Avogadro e la sua legge
All'inizio del XIX secolo, la scienza ha già stabilito che tutte le sostanze consistono in minuscole particelle. Queste particelle sono chiamate atomi o molecole. In questo caso, entrambi i termini erano usati come sinonimi.
A quel tempo, il famoso avvocato, fisico e matematico italiano Amedeo Avogadro ha condotto una serie di esperimenti con vari gas, tra cui l'aria. Lo scienziato arrivò a una conclusione sorprendente, che è attualmente chiamata la legge Avogadro per i gas. Può essere formulato come segue: nelle stesse condizioni, volumi uguali di gas contengono un numero uguale di particelle che li formano. Le condizioni uguali sono temperatura e pressione.
Si noti che Avogadro stesso non ha potuto stimare il numero di particelle da lui indicate nel gas per volumi reali. Tuttavia, il valore di questa legge è enorme perché afferma che, indipendentemente dalla natura chimica degli atomi o delle molecole, i gas si comportano allo stesso modo.
Le opere di Avogadro non sono state prese sul serio dagli scienziati europei in quel momento. Ci sono voluti diversi decenni per essere ricordato di nuovo.
Le esperienze di Johann Loshmidt e Jean Perrin
Nel 1865, l'austriaco Johann Loshmidt condusse una serie di esperimenti, che portarono a un diametro medio di molecole d'aria. Conoscendo questo valore, è stato in grado di determinare il numero di molecole per unità di volume. Gli esperimenti di Loshmidt sono considerati i primi nella storia della misurazione del numero di molecole nelle miscele di gas.
Nel 1909, il francese Jean Perrin condusse esperimenti, che portarono a determinare il numero di molecole in diversi gas per volumi diversi. Nel 1926, per questi esperimenti, fu insignito del premio Nobel per la fisica.
Perrin propose per l'unità di base qualsiasi calcolo chimico di prendere il numero di atomi, che è contenuto in 1 grammo di idrogeno atomico. Successivamente, questa quantità è stata ridefinita da lui per 1/12 grammi di carbonio-12. Fu Perrin a suggerire di chiamare questo valore il numero di Avogadro.
Costante e unità di sostanza di Avogadro
Il numero di Avogadro misurato da Perrin risulta essere N A = 6.022 * 10 23 . Ciò significa che solo 1 grammo di idrogeno atomico (H) o 2 grammi di idrogeno molecolare (H 2 ) contengono particelle di azoto. È chiaro che non è pratico lavorare con questi numeri nella pratica. Pertanto, nella seconda metà del XX secolo, in uno degli incontri della Camera internazionale dei pesi e delle misure, è stato deciso di includere il numero di Avogadro come una delle 7 unità di misura di base nel SI. Questa unità è chiamata la talpa.
Quindi, 1 mole è il numero di particelle costituenti di una sostanza (molecole, atomi, ecc.) Che è uguale al numero N A.
Concetto di massa molare
La massa molare di azoto o qualsiasi altra sostanza chimica è una quantità fisica pari alla massa di una mole di particelle. Questo valore è solitamente indicato dal simbolo M s , dove l'indice indica quale sostanza corrisponde al valore. La massa molare è espressa in sistema SI in chilogrammi per mole. Tuttavia, in pratica queste unità sono usate raramente. Grammi per mole (g / mol) sono più comunemente usati.
Facciamo un esempio. Sopra di esso è stato detto che 2 grammi di gas H 2 contengono molecole di azoto. Quindi otteniamo:
M H2 = m (H 2 ) / N A.
Poiché N A per definizione è 1 mole, la massa molare dell'idrogeno molecolare è di 2 grammi.
Il concetto di peso molecolare
Sulla base del nome, è chiaro che il peso molecolare è la massa di una molecola di una certa sostanza chimica. A differenza della massa molare, questo valore è espresso in SI in chilogrammi (amu in pratica).
Usando l'esempio sopra con l'idrogeno molecolare, si può facilmente calcolare la massa della molecola di H 2 . Poiché la massa delle molecole N A è di 2 grammi, per una molecola otteniamo:
M H2 = m (H 2 ) / N A = 2 * 10 -3 [kg] / 6.022 * 10 23 = 3.321 * 10 -27 kg.
Per l'idrogeno atomico, che ha una massa due volte inferiore, il valore rilevato sarà anche due volte inferiore, ovvero:
M H = M H2 / 2 = 1,66 * 10 -27 kg.
Come si può vedere, le masse tipiche di atomi e molecole sono molto piccole. Con loro, è altrettanto scomodo eseguire calcoli come con grandi numeri. Pertanto, è stata introdotta una nuova unità di misura, che è chiamata unità di massa atomica, o abbreviata a. e. m. Uno a. e. m corrisponde alla massa del protone, cioè M H.
Grazie a questa definizione, le masse molari e molecolari coincidono numericamente tra loro, sebbene le loro unità di misura siano diverse. Ad esempio, per lo stesso idrogeno, troviamo che la massa molare è di 2 g / mol, e la massa molecolare è 2 amu.
Si noti che questi valori per ciascun elemento chimico sono misurati e sono mostrati nella tavola periodica.
Isotopi e loro effetti sui pesi molecolari e molari
Le informazioni teoriche e i calcoli riportati nei paragrafi precedenti dell'articolo dicono che la massa molare di un atomo di idrogeno è 1 g / mol (atomico è 1 amu). Se passiamo alla tabella periodica, allora invece del numero 1 per H è il valore di 1.00794. Perché c'è una discrepanza con il numero che abbiamo ricevuto?
La risposta a questa domanda è connessa all'esistenza in natura degli isotopi - atomi che contengono lo stesso numero di protoni (elettroni) ma diversi numeri di neutroni. Poiché le masse del protone e del neutrone sono approssimativamente uguali, scopriamo che le masse degli isotopi dell'elemento chimico differiranno l'una dall'altra. Ad esempio, il deuterio - l'idrogeno, costituito da un neutrone, un protone e un elettrone, ha già una massa atomica di 2 amu.
La massa atomica mostrata nella tavola periodica sotto ciascun elemento è una certa media M¯ su tutti gli isotopi presenti in natura. Può essere calcolato con la formula:
M ¯ = Σ i (x i * M i ).
Qui x i è la quantità relativa di isotopo i nella miscela, M i è la sua massa atomica. Si noti che questa formula può essere utilizzata per determinare la massa molare media di una miscela di gas.
Peso molare e molecolare dell'azoto
Per determinare le masse di azoto considerate, si dovrebbe prima richiamare la sua formula chimica. Il simbolo dell'azoto nella tavola periodica corrisponde alla lettera latina N (numero 7). Sotto di esso, puoi vedere che la massa atomica dell'azoto è di 14.0067 amu.
La molecola di azoto è costituita da due atomi ed è abbastanza stabile (entra in una reazione chimica in condizioni estreme, ad esempio quando scariche di fulmini nell'atmosfera). Quindi scopriamo che la massa molare dell'azoto è:
M N2 = 2 * M N = 14,0067 * 2 = 28,0134 g / mol.
Per i calcoli chimici, viene spesso utilizzato un valore di 28 g / mol.
Per quanto riguarda la massa molecolare dell'azoto, può essere determinato se ricordiamo che 1 mole di qualsiasi sostanza contiene particelle di azoto. Poiché 1 mole di N 2 ha una massa di 28.0134 grammi, la massa di una delle sue molecole è uguale a:
M N2 = 28,0134 * 10 -3 [kg] / 6,022 * 10 23 = 4,652 * 10 -26 kg.
Massa molare di miscela d'aria
Mostriamo come è possibile determinare le masse molari di qualsiasi miscela di gas. Per questo è necessario conoscere i seguenti dati:
- La composizione chimica della miscela.
- La massa molare di ciascun componente in esso.
- La proporzione di ciascun componente nella miscela.
La composizione media dell'aria sul nostro pianeta è la seguente (in percentuale atomica):
- N 2 78.09.
- O 2 20,95.
- Ar 0.93.
- CO 2 0,04.
Per prima cosa, calcoliamo la massa molare di ciascun composto usando la tavola periodica. La massa molare di azoto, lo sappiamo già, è pari a 28,014 g / mol. Per i restanti componenti abbiamo:
M O2 = 31.9988 g / mol.
M Ar = 39,948 g / mol.
M CO2 = 44.0095 g / mol.
Usando la formula per la massa media di tutti gli isotopi, che è anche applicabile in questo caso, otteniamo:
M ¯ = Σ i (x i * M i ) = 0.7809 * 28.0134 + 0.2095 * 31.9988 + 0.0093 * 39.948 + 0.0004 * 44.0095 = 28.9685 g / mol.
Spesso il valore risultante viene arrotondato a 29 g / mol.
Pertanto, l'aria è, in media, più leggera di tutte le sue componenti costitutive, ad eccezione dell'azoto. La vicinanza del peso molecolare ottenuto a quello per N 2 è dovuta al fatto che quasi l'80% dell'aria è costituita da questo gas.