Avons-nous ce $ \ pu {1 g / mol} = \ pu {1 amu} $?
Parce que nous avons, pour la masse dun atome de carbone 12, lappeler $ m (\ ce {^ 12C}) $, que
$$ m (\ ce {^ 12C}) = \ pu {12 amu} $$
et plus
$$ \ pu {1 mol} \ cdot m (\ ce {^ 12C}) = \ pu {12 g } $$
donc
$$ m (\ ce {^ 12C}) = \ pu {12 amu} = \ pu {12 g / mol} $$
Donc, finalement, nous obtenons que $ \ pu {1 g / mol} = \ pu {1 amu} $.
Cependant, mon professeur de chimie me dit que ce sont deux choses complètement différentes et que je suis confus entre la masse par atome et la masse par $ 6.022 \ cdot10 ^ {23} $ atomes. Je ne peux pas comprendre comment, et cela me dérange vraiment, donc l’aide est très appréciée.
Notez que cela nécessite que la taupe soit un nombre (ou une «constante»), qui peut être là où je « Je me trompe.
Réponse
Vous avez raison, mais pour être un peu plus clair, vous pouvez inclure latome » supposé » « au dénominateur de amu:
$$ \ begin {align} m _ {\ ce {C} ^ {12}} & = \ pu {atome 12amu ^ -1} \\ \\ m _ {\ ce {C} ^ {12}} & = \ pu {12g mol ^ -1} \\ \\ \ pu {12amu atom ^ -1} & = \ pu {12g mol ^ -1} \\ \\ \ pu {1amu atome ^ -1 } & = \ pu {1g mol ^ -1} \ end {align} $$
En dautres termes, le le rapport amu / atome est le même que le rapport g / mol. Les définitions de amu et de moles ont été intentionnellement choisies pour que cela se produise ( Je suis surpris que votre professeur nait pas expliqué cela, en fait). Cela nous permet de relier facilement les masses à léchelle atomique aux masses à léchelle macroscopique.
Pour vérifier cela, regardez la masse dun amu converti en grammes:
$ \ pu {1amu} = \ pu {1.6605E-24 g} $
Maintenant, divisez un gramme par une mole:
$ \ pu {1g mol ^ -1} = \ frac {\ pu {1 g}} {\ pu {6.022E23 atom}} = \ pu {1.6605E-24 g atom ^ -1} $
Cest le même nombre! Par conséquent:
$ \ pu {1g mol ^ -1} = \ pu {1 atome amu ^ -1} $
Commentaires
- Merci pour cette clarification. Le savez-vous Vous connaissez une référence fiable où cela est indiqué? Jai cherché mais je nai pas pu ‘ en trouver.
- Je pense que tout manuel de chimie générale devrait lavoir – je sais que Tro ‘ s Chemistry, 3e éd. la à la page 71.
- Cela devrait être a noté que lunité amu est obsolète. Désormais, lunité de masse atomique unifiée u devrait être utilisée à la place.
- @Martin cest un bon point, mais je pense que pour la plupart ‘ amu ‘ sentend de lunité de masse atomique unifiée basée sur le carbone 12 et non sur loxygène 16. Jai au moins toujours vu ‘ amu ‘ et non ‘ amu unifié ‘ dans les publications des deux dernières décennies.
- @thomij Je ‘ je suis vraiment heureux que vous soyez toujours avec nous ici, Je vous ai manqué des réponses de qualité récemment. La confusion est l’une des pires, et c’est la faute de l’IUPAC / IUPAP ‘. Ils auraient dû utiliser quelque chose de complètement différent. Cependant, votre argument ne perd aucune valeur à cause de ce changement.
Réponse
Vous devez être plus prudent avec vos unités. Le résultat erroné est que vous assimilez une valeur en amu (une mesure de masse, comme des grammes) avec une valeur en grammes par mole (une propriété invariante dun élément ou dun composé, quelle que soit la quantité dont vous disposez).
Commentaires
- Je les assimile car ils sont tous les deux la masse dun atome de carbone, et je crois que la masse dun atome de le carbone est égal à lui-même. Quel est le problème avec ça? Il n’ya rien d’exceptionnel à ce que les unités soient exprimées en termes d’autres.
- Je soutiens cette affirmation, techniquement, la comparaison n’est pas exacte, je voterais pour cela, s’il y avait un peu plus d’explications. li> Cela ‘ est comme comparer un compteur de vitesse et un compteur kilométrique – ils mesurent 2 choses différentes. Dire quune voiture a parcouru 100 milles nest pas la même chose que dire quelle a parcouru 100 milles à lheure.
Réponse
Il y a deux choses qui mystifient régulièrement les étudiants en sciences:
-
tout ce qui a à voir avec la quantité de substance (maintenant appelée «quantité chimique»), la taupe et la constante dAvogadro (ou le numéro Avogadro), et
-
tout ce qui a à voir avec le radian now-you-see-me-now-you-don « t. Laissez-moi aborder le premier.
Si nous avons un nombre général dentités de type X (par exemple X est le symbole chimique) représenté par N (X), la quantité chimique correspondante de X est désignée par n (X), qui est un agrégat de N (X) entités.En symboles: n (X) = N (X) ent, où ent représente une quantité dune entité (atome, molécule, ion, particule sous-atomique,…), Cest-à-dire lentité elle-même.
Le nombre dAvogadro est le rapport (sans dimension) dun gramme à une « unité de masse atomique » (maintenant appelée dalton, Da): g / Da. Une mole est un nombre dentités Avogadro: mol = (g / Da) ent. Ainsi, nous avons la relation importante: Da / ent = g / mol = kg / kmol, exactement. En dautres termes, au niveau atomique, lunité appropriée pour la masse spécifique à la quantité (masse « molaire ») est le dalton par entité – et, en raison de la définition de la mole en tant que nombre dentités Avogadro, le dalton par entité est exactement égal à les unités macroscopiques gramme par mole ou kilogramme par kilomole.
Le problème critique est que lIUPAC na pas de symbole reconnu pour une entité. Il est parfois (à tort) considéré comme le numéro un (sans dimension). Dans ce cas, le « mole » est simplement un autre nom pour le nombre dAvogadro: « mol = g / Da ». Dans ce cas, nous avons la relation (incorrecte): « Da = g / mol ». Les tableaux de « poids atomiques » listent les valeurs numériques des masses à léchelle atomique en daltons – par exemple. Ar (O) = ma (O) / Da = 16. La masse spécifique de quantité correspondante est M (O) = 16 Da / ent; et cest (exactement) égal à 16 g / mol ou 16 kg / kmol.