Das Maulwurfskonzept mit Beispielen
Das Maulwurfskonzept mit Beispielen
Atommasseneinheit mit Beispielen
Da Atome zu kleine Teilchen sind, können wir ihre Gewichte nicht mit normalen Methoden messen. Wissenschaftler finden also einen anderen Weg, um die Masse von Atomen, Molekülen und Verbindungen zu messen. Sie genehmigen ein Atom der Kohlenstoffisotope 6C12 als 12 Atommasseneinheiten. Die Masse aller Elemente, ausgedrückt als Atommasseneinheit, wird relative Atommasse genannt. Mit derselben Methode können wir auch die relative Molekülmasse berechnen. Die Addition einzelner Atommassen von Elementen ergibt die relative Molekülmasse. Zum Beispiel;
1 H Atom ist 1 amu (amu = Atommasseneinheit) 1 Ca Atom ist 40 amu
1 Mg Atom ist 24 amu
1 H2O Molekül enthält 2 Wasserstoffatome und ein Sauerstoffatom;
(2.1)+(16)=18 amu
Beispiel: Welches der folgenden Moleküle hat die größte relative Molekülmasse.
I. CO
II. SO2
III. Fe2(SO4)3
IV. CaCO3
Lösung:
I. Ein CO-Molekül enthält ein C Atom und ein O-Atom
Molekulargewicht von CO = (1.12) + (1.16) = 28 amu
II. Ein Mol SO2 enthält ein S-Atom und zwei O-Atome.
Molekülmasse von SO2 = (1.32) + (2.16) = 64 amu
III. Ein Mol Fe2(SO4)3 enthält 2 Fe-Atome, 3 S-Atome und 12 O-Atome.
Molekularmasse von Fe2(SO4)3 = (2.56) + (3.32) + (12.16) = 400 amu
IV. Ein Mol CaCO3-Molekül enthält ein Ca-Atom, ein C-Atom und 3 O-Atome.
Molekülmasse von CaCO3 = (1,40) + (1,12) + (3,16) = 100 amu
Somit; Fe2(SO4)3 hat eine größere Molekülmasse
Einschließlich C haben die meisten Elemente Isotope. Wir müssen die Atommassen aller Isotope berücksichtigen, wenn wir sie in das Periodensystem schreiben. Das folgende Beispiel zeigt, wie die durchschnittliche Atommasse von Elementen mit Isotopen berechnet wird.
MasseX=M(X1).%X1/100+M(X2).%X1/100+…
wo; MasseX ist die durchschnittliche Masse des X-Elements
M (X1) und M (X2) sind Isotopenmassen
% X1 und% X2 sind Prozentsätze der Atommassen des X-Elements in der Natur.
Beispiel: Die relative Atommasse eines Elements beträgt 44,1 amu und es hat zwei Isotope. Wenn eines der Isotope eine Atommasse von 42 amu und einen Prozentsatz von 30% aufweist, ermitteln Sie die Atommasse des zweiten Isotops.
Lösung:
Wenn eines der Isotope 30% der Atommasse aufweist, weist ein anderes Isotop 70% der Atommasse auf. MasseX=M(X1).%X1/100+M(X2).%X1/100+…
44,1=42.30/100+M(X2).70/100
M(X2)=45 amu
Das Maulwurfskonzept und Avogadros Nummer
Ein Konzept zur Messung der Menge von Partikeln wie Atomen und Molekülen. Die Anzahl der Atome im 6C12 Element entspricht 1 Mol. Die Anzahl der Partikel pro Mol wird als Avogadro-Zahl bezeichnet. 6,02.1023.
1 Mol Atom enthält 6,02x1023 Atome
1 Mol Molekül enthält 6,02x1023 Moleküle
1 Mol Ion enthält 6,02x1023Ionen
Maulwurf = Anzahl der Partikel / Avogadro-Anzahl
Beispiel: Welche der folgenden Aussagen gelten für 2 Mol CO2 Verbindung?
I. Enthält 1,204x1023 CO2 Moleküle
II. Enthält 2 Mol C Atom
III. Enthält 3,612x1024 Atome
(Avogadros Zahl = 6,02x1023)
Lösung:
I. 1 Mol CO2 enthält 6,02 × 1023 CO2 Moleküle
2 Mol CO2 enthält X CO2 Moleküle
__________________________________________
X=1,204x1023 CO2 Moleküle
I ist wahr.
II. 1 Mol CO2 enthält 1 Mol C-Atom
2 Mol CO2 enthalten Y Mol C-Atom
_______________________________________
Y=2 Mol C Atom
II ist wahr.
III. 1 Mol CO2 enthält 3.6,02x1023 Atom
2 Mol CO2 enthalten Z Atom
______________________________________
Z=3,612x1024Atom
III ist wahr.
Beispiel: Finden Sie das Mol Molekül, einschließlich 1,204x1023 NH3.
Lösung: 1 Mol NH3 enthält 6,02x1023 Moleküle
X Mol NH3 enthält 1,204x1023Moleküle
___________________________________________
x=0,2 Mol NH3 Moleküle
Wir können dieses Problem mit der oben angegebenen Formel lösen.
Maulwurf = Anzahl der Partikel / Avogadro-Anzahl Mol=1,204x1023/ 6,02x1023=0,2 Mol