Количество вещества

редактировать
Обширное физическое свойство

В химии количество вещества в данном образце вещества определяется как количество дискретных частиц атомного масштаба в нем, деленное на постоянную Авогадро NA. С истинно атомистической точки зрения количество вещества - это просто количество частиц, составляющих вещество. Частицы или объекты могут быть молекулами, атомами, ионами, электронами или другими, в зависимости от контекста. Значение постоянной Авогадро N A было определено как 6,02214076 × 10 моль. С истинно атомистической точки зрения, 1 моль = 6,02214076 × 10 частиц (число Авогадро ), и поэтому константа преобразования просто N A = 1. Количество вещества иногда называют как химическое количество .

Моль (символ: моль) - это единица измерения количества вещества в Международной системе единиц, определяемая (с 2019 г.) путем фиксации постоянной Авогадро на данном значение. Исторически моль определяли как количество вещества в 12 граммах изотопа углерода-12. Как следствие, масса одного моля химического соединения в граммах численно равна (для всех практических целей) массе одной молекулы соединения в дальтон, а молярная масса изотопа в граммах на моль равна массовому числу. Например, молекула воды имеет в среднем массу около 18,015 дальтон, тогда как моль воды (который содержит 6,02214076 × 10 молекул воды) имеет общую массу около 18,015 грамма.

В химии из-за закона множественных пропорций часто гораздо удобнее работать с количествами веществ (то есть с числом молей или молекул), чем с массами ( граммы) или объемы (литры). Например, химический факт «1 молекула кислорода (O. 2) будет реагировать с 2 молекулами водорода (H. 2) с образованием 2 молекул воды (H. 2O)». поскольку «1 моль O 27 2 будет реагировать с 2 молями H 27 2 с образованием 2 моль воды». Тот же химический факт, выраженный в единицах массы, будет следующим: «32 г (1 моль) кислорода вступят в реакцию с приблизительно 4,0304 г (2 моля H. 2) водорода с образованием приблизительно 36,0304 г (2 моля) воды». (и числа будут зависеть от изотопного состава реагентов). Что касается объема, числа будут зависеть от давления и температуры реагентов и продуктов. По тем же причинам концентрации реагентов и продуктов в растворе часто указываются в молях на литр, а не в граммах на литр.

Количество вещества также является удобным понятием в термодинамике. Например, давление определенного количества благородного газа в приемнике данного объема при заданной температуре напрямую связано с количеством молекул в газе (через идеал закон газа ), а не его массу.

Этот технический смысл термина «количество вещества» не следует путать с общим смыслом «количество» на английском языке. Последнее может относиться к другим измерениям, таким как масса или объем, а не к количеству частиц. Есть предложения заменить «количество вещества» более легко различимыми терминами, такими как энплет и стехиометрическое количество .

IUPAC рекомендует, чтобы «количество вещества» следует использовать вместо «количество молей», так же как количество масса не следует называть «количество килограммов».

Содержание

  • 1 Природа частиц
  • 2 Производные количества
    • 2.1 Молярные количества (на моль)
    • 2.2 Суммарная концентрация (моль на литр)
    • 2.3 Количественная доля (моль на моль)
  • 3 История
  • 4 См. Также
  • 5 Примечания
  • 6 Ссылки

Природа частиц

Найдите количество вещества в Wiktionary, бесплатном словаре.

Чтобы избежать двусмысленности, природа частиц должна при любом измерении количества вещества: так, 1 моль молекул кислорода (O. 2) составляет около 32 граммов, тогда как 1 моль атомов кислорода (O) составляет около 16 граммов.

Производные величины

Молярные количества (на моль)

Отношение некоторого экстенсивного физического количества гомогенного образца к его количеству вещества является интенсивным свойством вещества, обычно обозначаемым префиксом молярный .

Например, отношение массы образца к количеству в нем вещества составляет молярная масса, единицей СИ которой являются килограммы (или, чаще, граммы) на моль; что составляет около 18,015 г / моль для воды и 55,845 г / моль для железа. Из объема получают молярный объем, который составляет примерно 17,962 миллилитр / моль для жидкой воды и 7,092 мл / моль для железа при комнатной температуре. Из теплоемкости получается молярная теплоемкость, которая составляет около 75,385 J /K / моль для воды и около 25,10 Дж / К / моль для железа.

Суммарная концентрация (моль на литр)

Другой важной производной величиной является количество концентрации вещества (также называемое количественной концентрацией или концентрацией вещества в клинической химии ; который определяется как количество определенного вещества в образце раствора (или другой смеси), деленное на объем образца.

Единицей измерения этого количества в системе СИ является моль (вещества) на литр (раствора). Так, например, количественная концентрация хлорида натрия в океанской воде обычно составляет около 0,599 моль / л.

Знаменатель равен объем раствора, а не растворителя. Так, например, один литр стандартной водки содержит около 0,40 л этанола (315 г, 6,85 моль) и 0,60 л вода. Следовательно, количественная концентрация этанола составляет (6,85 моль этанола) / (1 л водки) = 6,85 моль / л, а не (6,85 моль этанола) / (0,60 л воды), что составляет 11,4 моль / л..

В химии это Обычно единица измерения «моль / л» читается как молярная и обозначается символом «М» (обе следующие за числовым значением). Таким образом, например, каждый литр «0,5 молярного» или «0,5 М» раствора мочевины (CH. 4N. 2O) в воде содержит 0,5 моля этой молекулы. В более широком смысле, количественная концентрация также обычно называется молярностью представляющего интерес вещества в растворе. Однако по состоянию на май 2007 г. эти термины и символы не одобряются IUPAC.

Это количество не следует путать с массовой концентрацией, которая представляет собой массу интересующего вещества, разделенную по объему раствора (около 35 г / л для хлорида натрия в океанской воде).

Количественная доля (моль на моль)

Как ни странно, количественную концентрацию или «молярность» также следует отличать от «молярной концентрации», которая должна быть количеством молей (молекул) интересующего вещества, деленного на общее количество молей (молекул) в образце раствора. Эту величину более правильно называть долей количества.

История

алхимики, и особенно первые металлурги, вероятно, имели некоторое представление о количестве суть, но нет сохранившихся записей о каком-либо обобщении идеи, кроме набора рецептов. В 1758 г. Михаил Ломоносов подверг сомнению идею о том, что масса является единственной мерой количества материи, но он сделал это только в отношении своих теорий о гравитации. Развитие концепции количества вещества было совпадением с рождением современной химии и было жизненно важным для него.

  • 1777 : Венцель публикует «Уроки родства», в которых он демонстрирует, что пропорции «основного компонента» и «кислотного компонента» (катион и анион в современной терминологии) остаются неизменными во время реакций между двумя нейтральными солями.
  • 1789 : Лавуазье публикует Трактат по элементарной химии, вводя понятие химический элемент и разъяснение Закона сохранения массы для химических реакций.
  • 1792 : Рихтер публикует первый том «Стехиометрии или искусства измерения Химические элементы (издание последующих томов продолжается до 1802 г.). Термин «стехиометрия » используется впервые. Первые таблицы эквивалентных масс опубликованы для кислотно-основных реакций. Рихтер также отмечает, что для данной кислоты эквивалентная масса кислоты пропорциональна массе кислорода в основании.
  • 1794 : Закон Пруста Закон определенных пропорций обобщает концепцию эквивалентных весов для всех типов химических реакций, а не только для кислотно-основных реакций.
  • 1805 : Дальтон публикует свою первую статью по современной теории атома, включая «Таблицу относительного веса элементарных частиц газообразных и других тел».
    Концепция атомов подняла вопрос об их весе. Хотя многие скептически относились к реальности атомов, химики быстро обнаружили, что атомные веса являются неоценимым инструментом для выражения стехиометрических соотношений.
  • 1808 : Публикация «Новой системы химической философии» Дальтона, содержащей первую таблицу атомные веса (на основе H = 1).
  • 1809 : Закон Гей-Люссака Закон объединения объемов, устанавливающий целочисленное соотношение между объемами реагенты и продукты химических реакций газов.
  • 1811 : Авогадро предполагает, что равные объемы разных газов (при одинаковой температуре и давлении) содержат равное количество частиц, теперь известных как Закон Авогадро.
  • 1813/1814 : Берцелиус публикует первую из нескольких таблиц атомных весов, основанных на шкале O = 100.
  • 1815 : Прут публикует свою гипотезу о том, что все атомные веса являются целыми кратными атомному весу водорода. Позднее от этой гипотезы отказались, учитывая наблюдаемый атомный вес хлора (примерно 35,5 по отношению к водороду).
  • 1819 : Закон Дюлонга – Пети, относящийся к атомному весу твердый элемент с его удельной теплоемкостью.
  • 1819 : работа Митчерлиха над кристаллом изоморфизмом позволяет использовать множество химических формул необходимо уточнить, устраняя некоторые неоднозначности при вычислении атомных весов.
  • 1834 : Клапейрон устанавливает закон идеального газа.
    Закон идеального газа был первым, кто обнаружил множество взаимосвязей между количеством атомов или молекул в системе и другими физическими свойствами системы, помимо ее массы. Однако этого было недостаточно, чтобы убедить всех ученых в существовании атомов и молекул, многие считали это просто полезным инструментом для вычислений.
  • 1834 : Фарадей излагает свои законы электролиза, в частности, что «химическое разлагающее действие тока постоянно для постоянного количества электричества».
  • 1856 : Крёниг выводит закон идеального газа из кинетическая теория. Клаузиус публикует независимый вывод в следующем году.
  • 1860 : Конгресс Карлсруэ обсуждает связь между «физическими молекулами», «химическими молекулы "и атомы, не достигнув консенсуса.
  • 1865 : Лошмидт делает первую оценку размера молекул газа и, следовательно, количества молекул в данном объеме газа, который теперь известен как постоянная Лошмидта.
  • 1886 : Вант-Хофф демонстрирует сходство в поведении между разбавленными растворами и идеальными газами.
  • 1886 : Eugen Goldstein ob служит лучами дискретных частиц в газовых разрядах, закладывая основу масс-спектрометрии, инструмента, впоследствии используемого для определения масс атомов и молекул.
  • 1887 : Аррениус описывает диссоциацию электролита в растворе, решая одну из проблем при изучении коллигативных свойств.
  • 1893 : Первое зарегистрированное использование термина «моль» для описания единицы количества вещества Оствальдом в университетском учебнике.
  • 1897 : Первое зарегистрированное использование термина «моль» на английском языке.
  • К рубежу двадцатого века Ст. концепция атомных и молекулярных сущностей была общепринятой, но оставалось много вопросов, не в последнюю очередь размер атомов и их количество в данном образце. Параллельное развитие масс-спектрометрии, начатое в 1886 году, поддержало концепцию атомной и молекулярной массы и предоставило инструмент прямого относительного измерения.
  • 1905 : статья Эйнштейна на Броуновское движение развеивает все последние сомнения в физической реальности атомов и открывает путь для точного определения их массы.
  • 1909 : Перрин придумал это имя Константа Авогадро и оценивает ее значение.
  • 1913 : обнаружение изотопов нерадиоактивных элементов Содди и Томсоном.
  • 1914 : Ричардс получает Нобелевскую премию по химии за «определения атомного веса большого числа элементов».
  • 1920 : Aston предлагает правило целых чисел, обновленную версию гипотезы Праута.
  • 1921 : Содди получает Нобелевскую премию по химии «за свою работу по химии радиоактивных веществ и исследования изотопов. ".
  • 1922 : Aston получает Нобелевская премия по химии «за открытие изотопов в большом количестве нерадиоактивных элементов и за правило целых чисел».
  • 1926 : Перрен получает Нобелевскую премию по физике, частично за его работу по измерению постоянной Авогадро.
  • 1959/1960 : Единая шкала атомных единиц массы на основе C = 12, принятая IUPAP и IUPAC.
  • 1968 : моль рекомендуется для включения в Международную систему единиц (СИ) Международным комитетом мер и весов (CIPM).
  • 1972 : Моль утвержден в качестве базовой единицы СИ количества вещества.
  • 2019 : моль переопределен в СИ как «количество вещества системы, которое содержит 6,02214076 × 10 указанные элементарные объекты ».

См. также

Примечания

Ссылки

Последняя правка сделана 2021-06-10 19:29:03
Содержание доступно по лицензии CC BY-SA 3.0 (если не указано иное).
Обратная связь: support@alphapedia.ru
Соглашение
О проекте