Haben wir das $ \ pu {1 g / mol} = \ pu {1 amu} $?
Weil wir für die Masse eines Kohlenstoffatoms 12 $ m (\ ce {^ 12C}) $ nennen, dass
$$ m (\ ce {^ 12C}) = \ pu {12 amu} $$
und außerdem
$$ \ pu {1 mol} \ cdot m (\ ce {^ 12C}) = \ pu {12 g } $$
daher
$$ m (\ ce {^ 12C}) = \ pu {12 amu} = \ pu {12 g / mol} $$
Endlich bekommen wir also $ \ pu {1 g / mol} = \ pu {1 amu} $.
Mein Chemielehrer sagt mir jedoch, dass dies zwei völlig verschiedene Dinge sind und dass ich zwischen der Masse pro Atom und der Masse pro $ 6.022 \ cdot10 ^ {23} $ Atome verwechselt werde. Ich kann nicht verstehen, wie und das nervt mich wirklich, daher wird Hilfe sehr geschätzt.
Beachten Sie, dass der Maulwurf eine Zahl (oder eine „Konstante“) sein muss, an der ich mich möglicherweise befinde „Ich bin falsch.
Antwort
Sie haben Recht, aber um es etwas klarer zu machen, können Sie das angenommene“ Atom „einschließen „im Nenner von amu:
$$ \ begin {align} m _ {\ ce {C} ^ {12}} & = \ pu {12amu Atom ^ -1} \\ \\ m _ {\ ce {C} ^ {12}} & = \ pu {12g mol ^ -1} \\ \\ \ pu {12amu Atom ^ -1} & = \ pu {12 g mol ^ -1} \\ \\ \ pu {1amu Atom ^ -1 } & = \ pu {1 g mol ^ -1} \ end {align} $$
Mit anderen Worten, die Verhältnis von amu / Atom ist das gleiche wie das Verhältnis von g / mol. Die Definitionen von amu und Mol wurden absichtlich gewählt, um dies zu ermöglichen ( Ich bin überrascht, dass Ihr Lehrer dies eigentlich nicht erklärt hat. Dies ermöglicht es uns, Massen auf atomarer Ebene leicht mit Massen auf makroskopischer Ebene in Beziehung zu setzen.
Um dies zu überprüfen, betrachten Sie die Masse einer Amu, wenn sie in Gramm umgerechnet wird:
$ \ pu {1amu} = \ pu {1.6605E-24 g} $
Teilen Sie nun ein Gramm durch ein Mol:
$ \ pu {1 g mol ^ -1} = \ frac {\ pu {1 g}} {\ pu {6.022E23 atom}} = \ pu {1.6605E-24 g Atom ^ -1} $
Es ist die gleiche Zahl! Deshalb:
$ \ pu {1g mol ^ -1} = \ pu {1 amu atom ^ -1} $
Kommentare
- Vielen Dank für die Klarstellung. Wissen Sie Kennen Sie eine seriöse Referenz, in der dies angegeben ist? Ich habe gesucht, konnte aber ‚ keine finden.
- Ich denke, jedes Lehrbuch für allgemeine Chemie sollte es haben – ich weiß, dass Tro ‚ s Chemie, 3. Aufl. hat es auf Seite 71.
- Es sollte sein stellte fest, dass amu als Einheit veraltet ist. Jetzt ist die stattdessen sollte eine einheitliche Atommasseneinheit u verwendet werden.
- @Martin das ist ein guter Punkt, aber ich denke, dass zum größten Teil ‚ amu ‚ wird die einheitliche Atommasseneinheit auf der Basis von Kohlenstoff-12 und nicht von Sauerstoff-16 verstanden. Ich habe zumindest immer ‚ amu ‚ und nicht ‚ einheitliche amu ‚ in Veröffentlichungen der letzten Jahrzehnte.
- @thomij Ich ‚ bin wirklich froh, dass Sie immer noch hier bei uns sind. Ich habe Sie vor kurzem Qualitätsantworten vermisst. Die Verwirrung ist eine der schlimmsten und es ist alles die Schuld von IUPAC / IUPAP ‚. Sie hätten etwas völlig anderes verwenden sollen. Ihr Argument verliert jedoch durch diese Änderung keinen Wert.
Antwort
Sie müssen vorsichtiger sein mit Ihren Einheiten. Das fehlerhafte Ergebnis ist, dass Sie einen Wert in amu (ein Maß für die Masse, wie Gramm) mit einem Wert in Gramm pro Mol (eine unveränderliche Eigenschaft eines Elements oder einer Verbindung, unabhängig von der Menge, die Sie haben) gleichsetzen.
Kommentare
- Ich setze sie gleich, da sie beide die Masse eines Kohlenstoffatoms sind, und ich glaube, dass die Masse eines Atoms von Kohlenstoff ist gleich sich selbst. Was stimmt damit nicht? Es ist nichts Außergewöhnliches, wenn Einheiten in Bezug auf andere ausgedrückt werden.
- Ich unterstütze diese Aussage, technisch gesehen ist der Vergleich nicht korrekt. Ich würde dies positiv bewerten, wenn es etwas mehr Erklärungen gäbe.
li> Es ist ‚ wie ein Vergleich eines Tachometers und eines Kilometerzählers – sie messen zwei verschiedene Dinge. Zu sagen, dass ein Auto 100 Meilen zurückgelegt hat, ist nicht dasselbe wie zu sagen, dass es 100 Meilen pro Stunde zurückgelegt hat.
Antwort
Es gibt zwei Dinge, die Studenten der Naturwissenschaften routinemäßig mystifizieren:
-
alles, was mit der Substanzmenge (jetzt als „chemische Menge“ bezeichnet) zu tun hat, dem Mol und der Avogadro-Konstante (oder die Avogadro-Nummer) und
-
alles, was mit dem Jetzt-Sie-sehen-mich-Jetzt-Sie-nicht-Radian zu tun hat. Lassen Sie mich das erste ansprechen.
Wenn wir eine allgemeine Anzahl von Entitäten der Art X (z. B. X ist das chemische Symbol) haben, die durch N (X) dargestellt werden, wird die entsprechende chemische Menge von X mit bezeichnet n (X) ist ein Aggregat von N (X) Entitäten.In Symbolen: n (X) = N (X) ent, wobei ent eine Menge einer Entität (Atom, Molekül, Ion, subatomares Teilchen, …) darstellt, dh die Entität selbst.
Die Avogadro-Zahl ist das (dimensionslose) Verhältnis von einem Gramm zu einer „Atommasseneinheit“ (jetzt Dalton, Da genannt): g / Da. Ein Mol ist eine Avogadro-Anzahl von Entitäten: mol = (g / Da) ent. Wir haben also die wichtige Beziehung: Da / ent = g / mol = kg / kmol genau. Mit anderen Worten, auf atomarer Ebene ist die geeignete Einheit für die mengenspezifische Masse („molare“ Masse) Dalton pro Entität – und aufgrund der Moldefinition als Avogadro-Anzahl von Entitäten ist Dalton pro Entität genau gleich die makroskopischen Einheiten Gramm pro Mol oder Kilogramm pro Kilomol.
Das kritische Problem ist, dass IUPAC kein erkanntes Symbol für eine Entität hat. Es wird manchmal (fälschlicherweise) als die (dimensionslose) Nummer eins angesehen. In diesem Fall ist der „Maulwurf“ einfach ein anderer Name für die Avogadro-Nummer: „mol = g / Da“. In diesem Fall haben wir die (falsche) Beziehung: „Da = g / mol“. Tabellen von „Atomgewichten“ listen die numerischen Werte von Massen im atomaren Maßstab in Dalton auf – z. Ar (O) = ma (O) / Da = 16. Die entsprechende mengenspezifische Masse ist M (O) = 16 Da / ent; und dies ist (genau) gleich 16 g / mol oder 16 kg / kmol.