Abbiamo quella $ \ pu {1 g / mol} = \ pu {1 amu} $?
Perché abbiamo, per la massa di un atomo di carbonio 12, chiamiamolo $ m (\ ce {^ 12C}) $, che
$$ m (\ ce {^ 12C}) = \ pu {12 amu} $$
e inoltre
$$ \ pu {1 mol} \ cdot m (\ ce {^ 12C}) = \ pu {12 g } $$
quindi
$$ m (\ ce {^ 12C}) = \ pu {12 amu} = \ pu {12 g / mol} $$
Così finalmente otteniamo che $ \ pu {1 g / mol} = \ pu {1 amu} $.
Tuttavia, il mio insegnante di chimica mi sta dicendo che queste sono due cose completamente diverse e che sono confuso tra la massa per atomo e la massa per $ 6.022 \ cdot10 ^ {23} $ atomi. Non riesco a capire come, e questo mi dà davvero fastidio, quindi laiuto è molto apprezzato.
Tieni presente che questo richiede che la talpa sia un numero (o una “costante”), che potrebbe essere “Sbaglio.
Risposta
Hai ragione, ma per renderlo un po più chiaro puoi includere il presunto” atomo “nel denominatore di amu:
$$ \ begin {align} m _ {\ ce {C} ^ {12}} & = \ pu {12amu atom ^ -1} \\ \\ m _ {\ ce {C} ^ {12}} & = \ pu {12g mol ^ -1} \\ \\ \ pu {12amu atom ^ -1} & = \ pu {12g mol ^ -1} \\ \\ \ pu {1amu atom ^ -1 } & = \ pu {1g mol ^ -1} \ end {align} $$
In altre parole, rapporto amu / atomo è lo stesso del rapporto g / mol. Le definizioni di amu e talpe sono state scelte intenzionalmente per far sì che ciò accada ( Sono sorpreso che il tuo insegnante non labbia spiegato, in realtà). Questo ci permette di mettere in relazione facilmente le masse su scala atomica con le masse su scala macroscopica.
Per verificarlo, guarda la massa di un amu convertito in grammi:
$ \ pu {1amu} = \ pu {1.6605E-24 g} $
Ora dividi un grammo per una mole:
$ \ pu {1g mol ^ -1} = \ frac {\ pu {1 g}} {\ pu {6.022E23 atom}} = \ pu {1.6605E-24 g atom ^ -1} $
È lo stesso numero! Pertanto:
$ \ pu {1g mol ^ -1} = \ pu {1 amu atom ^ -1} $
Commenti
- Grazie per il chiarimento. Lo sai conosci qualsiasi riferimento attendibile in cui viene affermato? Ho cercato ma ‘ t trovarne.
- Penso che qualsiasi libro di testo di chimica generale dovrebbe averlo – lo so Tro ‘ s Chemistry, 3a ed. lo contiene a pagina 71.
- Dovrebbe essere ha notato che amu come unità è obsoleta. Ora unità di massa atomica unificata u dovrebbe essere utilizzata invece.
- @Martin questo è un buon punto, ma penso che per la maggior parte ‘ amu ‘ è intesa come lunità di massa atomica unificata basata sul carbonio-12, non sullossigeno-16. Almeno ho sempre visto ‘ amu ‘ e non ‘ unified amu ‘ nelle pubblicazioni negli ultimi due decenni.
- @thomij I ‘ sono davvero contento che tu sia ancora qui con noi, Di recente mi sono mancate risposte di qualità. La confusione è una delle peggiori, ed è tutta colpa di IUPAC / IUPAP ‘. Avrebbero dovuto usare qualcosa di completamente diverso. Tuttavia, il tuo argomento non perde alcun valore a causa di tale modifica.
Risposta
Devi stare più attento con le tue unità. Il risultato errato è che stai equiparando un valore in amu (una misura di massa, come i grammi) con un valore in grammi per mole (una proprietà invariante di un elemento o composto, indipendentemente dalla quantità che hai).
Commenti
- Li sto equiparando poiché sono entrambi la massa di un atomo di carbonio, e credo che la massa di un atomo di il carbonio è uguale a se stesso. Cosa cè di sbagliato in quello? Non è niente di eccezionale avere unità espresse in termini di altre.
- Sostengo questa affermazione, tecnicamente il confronto non è accurato, lo voterei a favore, se ci fosse un po più di spiegazione.
- ‘ è come confrontare un tachimetro e un contachilometri: misurano 2 cose diverse. Dire che unauto ha percorso 100 miglia non equivale a dire che ha percorso 100 miglia allora.
Answer
Ci sono due cose che abitualmente mistificano gli studenti di scienze:
-
qualsiasi cosa abbia a che fare con la quantità di sostanza (ora chiamata “quantità chimica”), la talpa e la costante di Avogadro (o il numero Avogadro) e
-
qualsiasi cosa abbia a che fare con il radiante “adesso-mi-vedi-adesso-non-più”. Fammi parlare del primo.
Se abbiamo un numero generale di entità di tipo X (ad esempio X è il simbolo chimico) rappresentato da N (X), la quantità chimica corrispondente di X è denotata da n (X), che è un aggregato di N (X) entità.Nei simboli: n (X) = N (X) ent, dove ent rappresenta la quantità di unentità (atomo, molecola, ione, particella subatomica,…), Ovvero lentità stessa.
Il numero di Avogadro è il rapporto (adimensionale) tra un grammo e una “unità di massa atomica” (ora chiamata dalton, Da): g / Da. Una mole è un numero di entità Avogadro: mol = (g / Da) ent. Quindi abbiamo la relazione importante: Da / ent = g / mol = kg / kmol, esattamente. In altre parole, a livello atomico, lunità appropriata per la massa specifica della quantità (massa “molare”) è dalton per entità e, a causa della definizione della mole come numero di entità di Avogadro, dalton per entità è esattamente uguale a le unità macroscopiche grammo per mole o chilogrammo per kilomole.
Il problema critico è che IUPAC non ha un simbolo riconosciuto per unentità. A volte è (erroneamente) pensato come il numero uno (adimensionale). In tal caso la “mole” è semplicemente un altro nome per il numero di Avogadro: “mol = g / Da”. In questo caso abbiamo la relazione (errata): “Da = g / mol”. Le tabelle dei “pesi atomici” elencano i valori numerici delle masse su scala atomica in dalton – ad es. Ar (O) = ma (O) / Da = 16. La corrispondente massa specifica per quantità è M (O) = 16 Da / ent; e questo è (esattamente) uguale a 16 g / mol o 16 kg / kmol.