Czy mamy to $ \ pu {1 g / mol} = \ pu {1 amu} $?
Ponieważ mamy masę atomu węgla 12, nazwijmy to $ m (\ ce {^ 12C}) $, że
$$ m (\ ce {^ 12C}) = \ pu {12 amu} $$
a ponadto
$$ \ pu {1 mol} \ cdot m (\ ce {^ 12C}) = \ pu {12 g } $$
w związku z tym
$$ m (\ ce {^ 12C}) = \ pu {12 amu} = \ pu {12 g / mol} $$
W końcu otrzymujemy, że $ \ pu {1 g / mol} = \ pu {1 amu} $.
Jednak mój nauczyciel chemii mówi mi, że są to dwie zupełnie różne rzeczy i że jestem zdezorientowany między masą na atom a masą na 6,022 $ \ cdot10 ^ {23} $ atomów. Nie rozumiem jak i to naprawdę mnie niepokoi, więc pomoc jest bardzo cenna.
Zauważ, że wymaga to, aby kret był liczbą (lub „stałą”), która może być tam, gdzie ja „mylę się.
Odpowiedź
Masz rację, ale aby było to trochę bardziej zrozumiałe, możesz dodać założony” atom „w mianowniku amu:
$$ \ begin {align} m _ {\ ce {C} ^ {12}} & = \ pu {12amu atom ^ -1} \\ \\ m _ {\ ce {C} ^ {12}} & = \ pu {12g mol ^ -1} \\ \\ \ pu {12amu atom ^ -1} & = \ pu {12g mol ^ -1} \\ \\ \ pu {1amu atom ^ -1 } & = \ pu {1g mol ^ -1} \ end {align} $$
Innymi słowy, stosunek amu / atom jest taki sam jak stosunek g / mol. Definicje amu i moli zostały celowo wybrane, aby tak się stało ( Jestem zaskoczony, że twój nauczyciel tak naprawdę tego nie wyjaśnił). To pozwala nam łatwo powiązać masy w skali atomowej z masami w skali makroskopowej.
Aby to sprawdzić, spójrz na masę amu po przeliczeniu na gramy:
$ \ pu {1amu} = \ pu {1.6605E-24 g} $
Teraz podziel jeden gram na jeden mol:
$ \ pu {1g mol ^ -1} = \ frac {\ pu {1 g}} {\ pu {6.022E23 atom}} = \ pu {1,6605E-24 g atom ^ -1} $
To ta sama liczba! Dlatego:
$ \ pu {1g mol ^ -1} = \ pu {1 amu atom ^ -1} $
Komentarze
- Dziękuję za wyjaśnienie. Czy wiesz Znasz jakieś renomowane referencje, w których jest to powiedziane? Szukałem, ale nie mogłem ' znaleźć żadnego.
- Myślę, że każdy ogólny podręcznik chemii powinien go zawierać – wiem, że Tro ' s Chemistry, 3. wyd. ma to na stronie 71.
- Powinno być zauważył, że jednostka amu jest przestarzała. Teraz zunifikowanej jednostki masy atomowej u .
- @Martin to dobra uwaga, ale myślę, że w większości ' amu ' jest rozumiany jako zunifikowana jednostka masy atomowej na podstawie węgla-12, a nie tlenu-16. Przynajmniej zawsze widziałem ' amu ', a nie ' zunifikowane amu ' w publikacjach z ostatnich kilkudziesięciu lat.
- @thomij I ' Bardzo się cieszę, że nadal tu jesteś, Ostatnio brakowało mi dobrych odpowiedzi. Zamieszanie jest jednym z największych i to wszystko wina IUPAC / IUPAP '. Powinni byli użyć czegoś zupełnie innego. Jednak Twój argument nie straci żadnej wartości w wyniku tej zmiany.
Odpowiedź
Musisz być bardziej ostrożny ze swoimi jednostkami. Błędnym wynikiem jest to, że zrównujesz wartość w amu (miara masy, np. Gramy) z wartością w gramach na mol (niezmienna właściwość elementu lub związku, niezależnie od posiadanej ilości).
Komentarze
- Przyrównuję je, ponieważ są masami atomu węgla i wierzę, że masa atomu węgiel jest sobie równy. Co jest z tym nie tak? Nie jest niczym wyjątkowym, że jednostki są wyrażane w kategoriach innych.
- Popieram to stwierdzenie, technicznie porównanie nie jest dokładne, zagłosowałbym za tym, gdyby było trochę więcej wyjaśnień.
- To ' przypomina porównywanie prędkościomierza i drogomierza – mierzą 2 różne rzeczy. Powiedzenie, że samochód przejechał 100 mil, to nie to samo, co powiedzenie, że przejechał 100 mil na godzinę.
Odpowiedź
Istnieją dwie rzeczy, które rutynowo mylą studentów nauk ścisłych:
-
wszystko, co ma związek z ilością substancji (teraz nazywaną „ilością chemiczną”), pieprzem i stałą Avogadro (lub numer Avogadro) i
-
cokolwiek wspólnego z radianem teraz-widzisz-mnie-teraz-nie-nie. Zajmę się tym pierwszym.
Jeśli mamy ogólną liczbę jednostek rodzaju X (np. X to symbol chemiczny) reprezentowanych przez N (X), odpowiadająca ilość chemiczna X jest oznaczona przez n (X), który jest agregatem N (X) bytów.W symbolach: n (X) = N (X) ent, gdzie ent reprezentuje ilość jednej jednostki (atomu, cząsteczki, jonu, cząstki subatomowej, …), czyli samej istoty.
Liczba Avogadro to (bezwymiarowy) stosunek jednego grama do jednej „atomowej jednostki masy” (obecnie nazywanej daltonem, Da): g / Da. Jeden mol to liczba jednostek Avogadro: mol = (g / Da) ent. Mamy więc ważną zależność: dokładnie Da / ent = g / mol = kg / kmol. Innymi słowy, na poziomie atomowym odpowiednią jednostką masy właściwej dla ilości (masa „molowa”) jest dalton na jednostkę – a ze względu na definicję mola jako liczbę jednostek Avogadro, dalton na jednostkę jest dokładnie równy makroskopowe jednostki gram na mol lub kilogram na kilomol.
Krytycznym problemem jest to, że IUPAC nie ma rozpoznawalnego symbolu dla jednej jednostki. Czasami (błędnie) jest uważany za (bezwymiarowy) numer jeden. W takim przypadku „kret” to po prostu inna nazwa liczby Avogadro: „mol = g / Da”. W tym przypadku mamy (niepoprawną) zależność: „Da = g / mol”. Tabele „mas atomowych” podają wartości liczbowe mas w skali atomowej w daltonach – np. Ar (O) = ma (O) / Da = 16. Odpowiednia masa właściwa dla ilości wynosi M (O) = 16 Da / ent; a to jest (dokładnie) równe 16 g / mol lub 16 kg / kmol.