Molar masse

Den molare massen (symbol M ) til gitt stoff er en fysisk egenskap definert som massen per enhetsmengde stoff . [ 1 ]​ Dens SI - måleenhet er kilogram per mol (kg/mol eller kg mol −1 ). Men av historiske årsaker uttrykkes molar masse nesten alltid i gram per mol (g/mol) ...

Elementer

Den molare massen til atomene til et grunnstoff er gitt av atomvekten til hvert grunnstoff [ 2 ] multiplisert med den molare massekonstanten , M
eller = 1×10 −3  kg/mol = 1 g/mol. [ 3 ] Dens numeriske verdi sammenfaller med den til molekylmassen , men uttrykt i gram/mol i stedet for atommasseenheter (u), og skiller seg fra den ved at mens molekylmassen refererer til et enkelt molekyl, tilsvarer massemolaren til ett mol (6,022×10 23 ) molekyler. Eksempler:

M( H ) = 1,007 97(7)  u  × 1 g/mol  = 1,007 97(7) g/mol. M( S ) = 32,065(5) u × 1 g/mol = 32,065(5) g/mol. M( Cl ) = 35,453(2) u × 1 g/mol = 35,453(2) g/mol. M( Fe ) = 55,845(2) u × 1 g/mol = 55,845(2) g/mol.

Multiplikasjon med molarmassekonstanten sikrer at utregningen er dimensjonalt riktig: atomvekter er dimensjonsløse størrelser (dvs. rene tall, uten enheter) mens molare masser har en enhet assosiert med en fysisk størrelse (i dette tilfellet g /mol).

Noen grunnstoffer finnes vanligvis i molekylær form , for eksempel hydrogen (H
to), svovel (S
8), klor (Cl
to), etc. Den molare massen til homonukleære molekyler er antall atomer i hvert molekyl multiplisert med grunnstoffets atomvektkonstant, multiplisert med den molare massekonstanten (M
eller). Eksempler:

M(H
to) = 2 × 1,007 97(7) u × 1 g/mol = 2,015 88(14) g/mol. M(S
8) = 8 × 32,065(5) u × 1 g/mol = 256,52(4) g/mol. M(Cl
to) = 2 × 35,453(2) u × 1 g/mol = 70,906(4) g/mol.

Forbindelser

Molmassen til en forbindelse er gitt ved summen av standard atomvekter til atomene som utgjør forbindelsen, multiplisert med molarmassekonstanten (M
eller). Eksempel:

M( NaCl ) = [22,989 769 28(2) + 35,453(2)] x 1 g/mol = 58,443(2) g/mol. M( C
12H
22ENTEN
elleve) = ([12 × 12.010 7(8)] + [22 × 1.007 94(7)] + [11 × 15.999 4(3)]) × 1 g/mol = 342.297 (14) g/mol.

En gjennomsnittlig molar masse kan defineres for blandinger av forbindelser. [ 1 ] Dette er spesielt viktig innen polymervitenskap , hvor polymermolekyler kan ha forskjellig antall monomerer (ikke-uniforme polymerer) . [ 4 ]​ [ 5 ]

Blandinger

Den gjennomsnittlige molare massen av blandinger kan beregnes fra molfraksjonene (xi ) av forbindelsene og deres molare masse (M i ) som følger:

Det kan også beregnes fra massefraksjonen (w i ) av forbindelsene:

For eksempel er den gjennomsnittlige molare massen av tørr luft 28,97 g/mol.

Relaterte mengder

Den molare massen er sterkt relatert til den relative molare massen (M
r) av en forbindelse og med standard atommasser til de inngående elementene. Imidlertid må det skilles fra molekylmasse , som er massen til et molekyl med en bestemt isotopsammensetning , og er ikke direkte relatert til atommasse , som er massen til et atom av en bestemt isotop . Dalton ( Da ) brukes noen ganger som en enhet av molar masse, spesielt i biokjemi , med definisjonen 1 Da = 1 g/mol, til tross for at det strengt tatt er en massekonstant (1 Da = 1 u = 1,660 538 921 (73)×10 −27  kg). [ 6 ]​ [ 3 ]

Molekylvekt (MW ) er en gammel betegnelse på det som nå mer korrekt kalles relativ molar masse (M
r). [ 7 ] Det er en dimensjonsløs mengde lik den molare massen delt på den molare massekonstanten . Den tekniske definisjonen er at relativ molar masse er en molar masse målt på en skala der molar massen til et ubundet karbon-12 atom , i hvile og i grunntilstand, er 12. Den første definisjonen tilsvarer full , pga. måten den molare massekonstanten er definert på.

Molekylær masse

Molekylmasse (m) er massen til et gitt molekyl: den måles i dalton (Da) eller enhetlig atommasseenhet (u). [ 6 ] Ulike molekyler av samme forbindelse kan ha forskjellige molekylmasser fordi den kan inneholde forskjellige isotoper av samme grunnstoff. Molar masse er et mål på den gjennomsnittlige molekylmassen til alle molekylene i en prøve, og er generelt det mest hensiktsmessige målet for å arbeide med makroskopiske (som kan veies) mengder av et stoff.

Molekylmasser beregnes fra de relative atommassene [ 8 ] til hvert nuklid , mens molare masser beregnes fra atomvekten til hvert grunnstoff. Atomvekt vurderer isotopfordelingen av hvert element i en gitt prøve (vanligvis antatt å være "normal"). For eksempel har vann en molar masse på 18,015 3(3) g/mol; individuelle vannmolekyler har imidlertid masser mellom 18.010 564 686 3(15) u og 22.027 736 4(9) u, som tilhører de isotopiske sammensetningene 1 H
to16O og ²H
to180 ,- henholdsvis.

Skillet mellom molar masse og molekylær masse er viktig fordi relative molekylmasser kan måles direkte ved spektrometri , ofte til nærmeste få deler per million . Denne presisjonen er tilstrekkelig til å direkte bestemme den kjemiske formelen til et molekyl. [ 9 ]

Bruk i DNA-syntese

Begrepet atomvekt har en spesifikk betydning når det brukes i sammenheng med DNA-syntese:

Begrepet formelvekt (FW) har en spesifikk betydning når det brukes i sammenheng med DNA-syntese: mens en individuell fosforamidittnukleobase som skal tilsettes en DNA-polymer har beskyttende grupper og har sin estimerte molekylvekt "formelvekten" , dvs. molekylvekten til denne nukleobasen i DNA-polymeren minus beskyttelsesgruppene.

Presisjon og usikkerhet

Presisjonen med hvilken hver molar masse er kjent avhenger av nøyaktigheten til atomvektene som den beregnes med. De fleste atomvekter er kjent med en nøyaktighet på minst en del av 10 000, og dette er ofte mye bedre. [ 2 ] Atomvekten til litium er imidlertid et bemerkelsesverdig og alvorlig unntak. [ 10 ] Presisjonen er tilstrekkelig for nesten all normal kjemisk bruk: den er mer presis enn de fleste kjemiske analyser , og overgår renheten til de fleste laboratoriereagenser.

Nøyaktigheten til atomvekter, og dermed molare masser, er begrenset av kunnskap om elementets isotopfordeling . Hvis det kreves en mer nøyaktig verdi, er det nødvendig å bestemme isotopfordelingen til prøven som undersøkes, som kan være forskjellig fra standardfordelingen som brukes til å beregne standard atomvekt. De isotopiske fordelingene av forskjellige elementer i en prøve er ikke nødvendigvis uavhengige av hverandre: for eksempel vil en prøve som er destillert bli anriket i den lettere isotopen av alle elementene som er tilstede. Dette kompliserer beregningen av standardusikkerheten til molmassen.

En nyttig konvensjon for vanlig laboratoriearbeid er å sette to desimaler av molarmasser i parentes for alle beregninger. Dette er strengere enn det som vanligvis kreves, men unngår å støte på avrundingsfeil gjennom hele beregningene. Når molmassen er større enn 1000 g/mol, er det sjelden hensiktsmessig å bruke mer enn én desimal. Disse konvensjonene følges i de fleste tabulerte verdier av molare masser. [ 11 ]

Måling

Molare masser måles nesten aldri direkte. I stedet kan de beregnes fra standard atommasser, som ofte er oppført i kjemiske kataloger og sikkerhetsdatablader (SDS). Molare masser varierer vanligvis mellom:

Selv om molare masser nesten alltid i praksis beregnes ut fra atomvekter, kan de også måles i visse tilfeller. Slike målinger er mye mindre presise enn de moderne massespektrometrimålingene som brukes til å måle atomvekter, og er praktisk talt bare av historisk interesse. Alle prosedyrer er avhengige av kolligative egenskaper , og eventuell dissosiasjon av forbindelsen må tas i betraktning.

Damptetthet

Målingen av molar masse ved damptetthet er avhengig av prinsippet, opprinnelig uttalt av Amedeo Avogadro , at like volumer av gasser, under identiske forhold, inneholder like mange partikler. Dette prinsippet er inkludert i den ideelle gassloven :

hvor n er mengden stoff . Damptettheten (ρ) er gitt i form av:

Kombinasjon av disse to ligningene gir uttrykket for den molare massen i form av damptettheten for kjente forhold for trykk og temperatur :

Kryoskopisk nedstigning

Frysepunktet til en løsning er lavere enn det rene løsningsmidlet , og den kryoskopiske reduksjonen (ΔT) er direkte proporsjonal med molariteten til løsningen. Når sammensetningen uttrykkes som molalitet , er proporsjonalkonstanten kjent som den kryoskopiske konstanten (K
F) og er karakteristisk for hvert løsemiddel. Hvis w representerer vektprosentkonsentrasjonen av et oppløst stoff i løsning, og forutsatt at det oppløste stoffet ikke er oppløst, er den molare massen gitt av:

Ebullioskopisk forstørrelse

Kokepunktet til en løsning av et ikke- flyktig oppløst stoff er høyere enn for et rent løsningsmiddel, og kokepunktet (ΔT) er direkte proporsjonalt med molariteten til løsningene. Når konsentrasjonen uttrykkes i molalitet , er proporsjonalitetskonstanten kjent som den ebullioskopiske konstanten (K
b) og er karakteristisk for hvert løsemiddel. Hvis w representerer den prosentvise konsentrasjonen i vekt av en løsning, og forutsatt at det oppløste stoffet ikke er oppløst, oppnås den molare massen ved:

Referanser

  1. ↑ a b International Union of Pure and Applied Chemistry (1993). Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry , 2. utgave, Oxford: Blackwell Science. ISBN 0-632-03583-8 . s. 41. Elektronisk versjon.
  2. ^ a b Wieser, ME (2006), "Atomic Weights of the Elements 2005" , Pure and Applied Chemistry 78 (11): 2051-2066, doi : 10.1351/pac200678112051  .
  3. ↑ a b P.J. Mohr, BN Taylor og DB Newell (2011), CODATA-anbefalte verdier av de grunnleggende fysiske konstantene: 2010 . System laget av J. Baker, M. Douma og S. Kotochigova. National Institute of Standards and Technology , Gaithersburg, MD 20899.
  4. ↑ International Union of Pure and Applied Chemistry (1984). "Notat om terminologien for molare masser i polymervitenskap". J. Polym. Sci., Polym. Lett. Utg. 22 (1): 57. Bibcode : 1984JPoSL..22...57. . doi : 10.1002/pol.1984.130220116 . 
  5. ^ Metanomski, W.V. (1991). Kompendium av makromolekylær nomenklatur . Oxford: Blackwell Science. s. 47-73. ISBN  0-632-02847-5 . 
  6. ↑ a b International Bureau of Weights and Measures (2006), The International System of Units (SI) (8. utgave), s. 126, ISBN  92-822-2213-6  .
  7. ↑ International Union of Pure and Applied Chemistry . " relativ molar masse ". Kompendium av kjemisk terminologi . Nettversjon (på engelsk) .
  8. ^ "Atomvekter og isotopiske komposisjoner for alle elementer" . Nasjonalt institutt for standarder og teknologi . Hentet 14. oktober 2007 . 
  9. ^ "Retningslinjer for forfatter - Artikkeloppsett" . RSC Publishing . Hentet 14. oktober 2007 . 
  10. ^ Greenwood, Norman N. ; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2. utgave). Butterworth-Heinemann. s. 21. ISBN  0080379419 . 
  11. ↑ Se for eksempel Weast, RC, red. (1972). Håndbok i kjemi og fysikk (53. utgave). Cleveland, OH: Chemical Rubber Co. 

Eksterne lenker