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Relative Atommasse eines Elements in der Chemie und die Geschichte seiner Bestimmung. Atommasse. Relative Atommasse – Wissens-Hypermarkt

Atommasse ist die Summe der Massen aller Protonen, Neutronen und Elektronen, aus denen ein Atom oder Molekül besteht. Im Vergleich zu Protonen und Neutronen ist die Masse der Elektronen sehr klein und wird daher bei Berechnungen nicht berücksichtigt. Obwohl dies formal nicht korrekt ist, wird der Begriff häufig verwendet, um die durchschnittliche Atommasse aller Isotope eines Elements zu bezeichnen. Dabei handelt es sich eigentlich um die relative Atommasse, auch „relative Atommasse“ genannt atomares Gewicht Element. Das Atomgewicht ist der Durchschnitt der Atommassen aller in der Natur vorkommenden Isotope eines Elements. Chemiker müssen bei ihrer Arbeit zwischen diesen beiden Arten von Atommassen unterscheiden – eine falsche Atommasse kann beispielsweise zu einem falschen Ergebnis für die Ausbeute einer Reaktion führen.

Schritte

Ermitteln der Atommasse aus dem Periodensystem der Elemente

    Erfahren Sie, wie die Atommasse geschrieben wird. Die Atommasse, also die Masse eines bestimmten Atoms oder Moleküls, kann in Standard-SI-Einheiten ausgedrückt werden – Gramm, Kilogramm usw. Da die in diesen Einheiten ausgedrückten Atommassen jedoch extrem klein sind, werden sie oft in einheitlichen Atommasseneinheiten, kurz amu, geschrieben. – atomare Masseneinheiten. Eine atomare Masseneinheit entspricht 1/12 der Masse des Standardisotops Kohlenstoff-12.

    • Die atomare Masseneinheit charakterisiert die Masse ein Mol eines bestimmten Elements in Gramm. Dieser Wert ist für praktische Berechnungen sehr nützlich, da er verwendet werden kann, um die Masse einer bestimmten Anzahl von Atomen oder Molekülen einer bestimmten Substanz einfach in Mol umzurechnen und umgekehrt.

  1. Finden Sie die Atommasse im Periodensystem. Die meisten Standard-Periodensysteme enthalten die Atommassen (Atomgewichte) jedes Elements. Typischerweise werden sie als Zahl unten in der Elementzelle aufgeführt, unterhalb der Buchstaben, die das chemische Element darstellen. Normalerweise handelt es sich hierbei nicht um eine ganze Zahl, sondern um einen Dezimalbruch.

    Denken Sie daran, dass das Periodensystem die durchschnittlichen Atommassen der Elemente angibt. Wie bereits erwähnt, sind die für jedes Element im Periodensystem angegebenen relativen Atommassen der Durchschnitt der Massen aller Isotope des Atoms. Dieser Durchschnittswert ist für viele praktische Zwecke wertvoll: Beispielsweise wird er zur Berechnung der Molmasse von Molekülen verwendet, die aus mehreren Atomen bestehen. Wenn es sich jedoch um einzelne Atome handelt, reicht dieser Wert meist nicht aus.

    • Da die durchschnittliche Atommasse ein Durchschnitt mehrerer Isotope ist, ist dies bei dem im Periodensystem angezeigten Wert nicht der Fall genau der Wert der Atommasse eines einzelnen Atoms.
    • Die Atommassen einzelner Atome müssen unter Berücksichtigung der genauen Anzahl von Protonen und Neutronen in einem einzelnen Atom berechnet werden.

Berechnung der Atommasse eines einzelnen Atoms

  1. Finden Sie die Ordnungszahl eines bestimmten Elements oder seines Isotops. Die Ordnungszahl ist die Anzahl der Protonen in den Atomen eines Elements und ändert sich nie. Zum Beispiel alle Wasserstoffatome und nur sie haben ein Proton. Die Ordnungszahl von Natrium beträgt 11, weil es elf Protonen in seinem Kern hat, während die Ordnungszahl von Sauerstoff acht ist, weil es acht Protonen in seinem Kern hat. Die Ordnungszahl jedes Elements finden Sie im Periodensystem – in fast allen Standardversionen wird diese Zahl über der Buchstabenbezeichnung des chemischen Elements angegeben. Die Ordnungszahl ist immer eine positive ganze Zahl.

    • Angenommen, wir interessieren uns für das Kohlenstoffatom. Kohlenstoffatome haben immer sechs Protonen, daher wissen wir, dass ihre Ordnungszahl 6 ist. Darüber hinaus sehen wir, dass im Periodensystem oben in der Zelle mit Kohlenstoff (C) die Zahl „6“ steht, was darauf hinweist, dass die Atomzahl 6 ist Die Kohlenstoffzahl beträgt sechs.
    • Beachten Sie, dass die Ordnungszahl eines Elements nicht eindeutig mit seiner relativen Atommasse im Periodensystem zusammenhängt. Obwohl es insbesondere bei den Elementen oben in der Tabelle den Anschein haben kann, dass die Atommasse eines Elements doppelt so groß ist wie seine Ordnungszahl, wird sie niemals durch Multiplikation der Ordnungszahl mit zwei berechnet.

  2. Finden Sie die Anzahl der Neutronen im Kern. Die Anzahl der Neutronen kann für verschiedene Atome desselben Elements unterschiedlich sein. Wenn zwei Atome desselben Elements mit der gleichen Anzahl an Protonen eine unterschiedliche Anzahl an Neutronen haben, handelt es sich um unterschiedliche Isotope dieses Elements. Im Gegensatz zur Anzahl der Protonen, die sich nie ändert, kann sich die Anzahl der Neutronen in den Atomen eines bestimmten Elements häufig ändern. Daher wird die durchschnittliche Atommasse eines Elements als Dezimalbruch geschrieben, dessen Wert zwischen zwei benachbarten ganzen Zahlen liegt.

    Addieren Sie die Anzahl der Protonen und Neutronen. Dies wird die Atommasse dieses Atoms sein. Ignorieren Sie die Anzahl der Elektronen, die den Kern umgeben – ihre Gesamtmasse ist extrem gering, sodass sie praktisch keinen Einfluss auf Ihre Berechnungen haben.

Berechnung der relativen Atommasse (Atomgewicht) eines Elements

  1. Bestimmen Sie, welche Isotope in der Probe enthalten sind. Chemiker bestimmen die Isotopenverhältnisse einer bestimmten Probe häufig mit einem speziellen Instrument, einem sogenannten Massenspektrometer. In der Ausbildung werden Ihnen diese Daten jedoch in Form von Werten aus der wissenschaftlichen Literatur in Aufgaben, Tests usw. zur Verfügung gestellt.

    • Nehmen wir in unserem Fall an, dass wir es mit zwei Isotopen zu tun haben: Kohlenstoff-12 und Kohlenstoff-13.

  2. Bestimmen Sie die relative Häufigkeit jedes Isotops in der Probe. Für jedes Element kommen unterschiedliche Isotope in unterschiedlichen Verhältnissen vor. Diese Verhältnisse werden fast immer in Prozent ausgedrückt. Einige Isotope kommen sehr häufig vor, während andere sehr selten sind – manchmal so selten, dass sie schwer nachzuweisen sind. Diese Werte können mittels Massenspektrometrie ermittelt oder einem Nachschlagewerk entnommen werden.

    • Nehmen wir an, dass die Konzentration von Kohlenstoff-12 99 % und die von Kohlenstoff-13 1 % beträgt. Andere Kohlenstoffisotope Wirklich existieren, aber in so geringen Mengen, dass sie in diesem Fall vernachlässigt werden können.

  3. Multiplizieren Sie die Atommasse jedes Isotops mit seiner Konzentration in der Probe. Multiplizieren Sie die Atommasse jedes Isotops mit seiner prozentualen Häufigkeit (ausgedrückt als Dezimalzahl). Um Prozentwerte in eine Dezimalzahl umzuwandeln, teilen Sie sie einfach durch 100. Die resultierenden Konzentrationen sollten immer 1 ergeben.

    • Unsere Probe enthält Kohlenstoff-12 und Kohlenstoff-13. Wenn Kohlenstoff-12 99 % der Probe ausmacht und Kohlenstoff-13 1 %, dann multiplizieren Sie 12 (die Atommasse von Kohlenstoff-12) mit 0,99 und 13 (die Atommasse von Kohlenstoff-13) mit 0,01.
    • In den Nachschlagewerken werden Prozentsätze angegeben, die auf den bekannten Mengen aller Isotope eines bestimmten Elements basieren. Die meisten Chemielehrbücher enthalten diese Informationen in einer Tabelle am Ende des Buches. Für die zu untersuchende Probe können die relativen Konzentrationen der Isotope auch mit einem Massenspektrometer bestimmt werden.

  4. Addieren Sie die Ergebnisse. Fassen Sie die Multiplikationsergebnisse zusammen, die Sie im vorherigen Schritt erhalten haben. Als Ergebnis dieser Operation ermitteln Sie die relative Atommasse Ihres Elements – den Durchschnittswert der Atommassen der Isotope des betreffenden Elements. Wenn ein Element als Ganzes und nicht ein bestimmtes Isotop eines bestimmten Elements betrachtet wird, wird dieser Wert verwendet.

    • In unserem Beispiel ist 12 x 0,99 = 11,88 für Kohlenstoff-12 und 13 x 0,01 = 0,13 für Kohlenstoff-13. Die relative Atommasse beträgt in unserem Fall 11,88 + 0,13 = 12,01 .
  • Einige Isotope sind weniger stabil als andere: Sie zerfallen in Atome von Elementen mit weniger Protonen und Neutronen im Kern und setzen dabei Partikel frei, aus denen der Atomkern besteht. Solche Isotope nennt man radioaktiv.

Atommasse, Relative Atommasse(veralteter Name – Atomgewicht) – der Wert der Masse eines Atoms, ausgedrückt in Atommasseneinheiten. Derzeit wird davon ausgegangen, dass die Atommasseneinheit 1/12 der Masse eines neutralen Atoms des häufigsten Kohlenstoffisotops 12C entspricht, sodass die Atommasse dieses Isotops per Definition genau 12 beträgt. Für jedes andere Isotop gilt die Atommasse Die Masse ist keine ganze Zahl, obwohl sie nahe an der Massenzahl dieses Isotops liegt (d. h. der Gesamtzahl der Nukleonen – Protonen und Neutronen – in seinem Kern). Die Differenz zwischen der Atommasse eines Isotops und seiner Massenzahl wird als Überschussmasse bezeichnet (normalerweise ausgedrückt in MeVah). Es kann entweder positiv oder negativ sein; Der Grund für sein Auftreten ist die nichtlineare Abhängigkeit der Bindungsenergie von Kernen von der Anzahl der Protonen und Neutronen sowie dem Unterschied in den Massen von Proton und Neutron.

Die Abhängigkeit der Atommasse von der Massenzahl ist wie folgt: Die Überschussmasse ist für Wasserstoff-1 positiv, mit zunehmender Massenzahl nimmt sie ab und wird negativ, bis für Eisen-56 ein Minimum erreicht ist, dann beginnt sie zu wachsen und nimmt zu zu positiven Werten für schwere Nuklide. Dies entspricht der Tatsache, dass die Spaltung von Kernen, die schwerer als Eisen sind, Energie freisetzt, während die Spaltung von leichten Kernen Energie erfordert. Im Gegenteil: Die Fusion von Kernen, die leichter als Eisen sind, setzt Energie frei, während die Fusion von Elementen, die schwerer als Eisen sind, zusätzliche Energie erfordert.

Die Atommasse eines chemischen Elements (auch „durchschnittliche Atommasse“, „Standard-Atommasse“) ist die gewichtete durchschnittliche Atommasse aller stabilen Isotope eines bestimmten chemischen Elements unter Berücksichtigung ihrer natürlichen Häufigkeit in der Erdkruste und Atmosphäre. Es ist diese Atommasse, die im Periodensystem dargestellt und in stöchiometrischen Berechnungen verwendet wird. Die Atommasse eines Elements mit einem gestörten Isotopenverhältnis (z. B. angereichert mit einem bestimmten Isotop) weicht vom Standard ab.

Die Molekülmasse einer mochemischen Verbindung ist die Summe der Atommassen der Elemente, aus denen sie besteht, multipliziert mit den stöchiometrischen Koeffizienten der Elemente gemäß der chemischen Formel der Verbindung. Streng genommen ist die Masse eines Moleküls um einen Betrag kleiner als die Masse seiner Atombestandteile, der der Bindungsenergie des Moleküls entspricht. Dieser Massendefekt ist jedoch 9–10 Größenordnungen kleiner als die Masse des Moleküls und kann vernachlässigt werden.

Die Definition eines Mols (und der Avogadro-Zahl) wird so gewählt, dass die Masse eines Mols einer Substanz (Molmasse), ausgedrückt in Gramm, numerisch gleich der atomaren (oder molekularen) Masse dieser Substanz ist. Die Atommasse von Eisen beträgt beispielsweise 55,847. Daher enthält ein Mol Eisenatome (d. h. ihre Anzahl entspricht der Avogadro-Zahl, 6,022 · 1023) 55,847 Gramm.

Der direkte Vergleich und die Messung der Massen von Atomen und Molekülen erfolgt mit massenspektrometrischen Methoden.
Geschichte
Bis in die 1960er Jahre wurde die Atommasse so definiert, dass das Isotop Sauerstoff-16 eine Atommasse von 16 (Sauerstoffskala) hatte. Das Verhältnis von Sauerstoff-17 und Sauerstoff-18 im natürlichen Sauerstoff, das auch bei der Berechnung der Atommasse verwendet wurde, führte jedoch zu zwei unterschiedlichen Tabellen der Atommassen. Chemiker verwendeten eine Skala, die auf der Tatsache basierte, dass die natürliche Mischung von Sauerstoffisotopen eine Atommasse von 16 hätte, während Physiker der Atommasse des häufigsten Sauerstoffisotops (das aus acht Protonen und acht Neutronen besteht) die gleiche Zahl von 16 zuordneten ).
Wikipedia

Siehe auch „Atommasse“ in anderen Wörterbüchern

(veralteter Begriff – Atomgewicht), der relative Wert der Masse eines Atoms, ausgedrückt in Atommasseneinheiten (a.m.u.). A.m. ist kleiner als die Summe der Massen der Atombestandteile pro Massendefekt.

A. m. wurde von D. I. Mendeleev als Grundlage genommen. Charakteristik eines Elements, wenn es eine Periode eröffnet. Elementesysteme. A. m. ist ein Bruchwert (im Gegensatz zur Massenzahl – der Gesamtzahl der Neutronen und Protonen im Atomkern). A. m. Isotope einer Chemikalie. Elemente sind unterschiedlich, natürliche Elemente bestehen aus einer Mischung von Isotopen, daher wird der Durchschnitt für AM genommen. der Wert von Munitionsisotopen unter Berücksichtigung ihres prozentualen Gehalts. Diese Werte werden regelmäßig angezeigt. System (mit Ausnahme von Transuranelementen, für die Massenzahlen angegeben sind). Es gibt verschiedene Methoden zur Bestimmung von A. m., vor allem. präzise - massenspektroskopisch (siehe MASSENSPEKTROMETER).

ATOMMASSE

(früher Atomgewicht genannt) – die Masse eines Atoms einer Chemikalie. Element ausgedrückt in atomare Masseneinheiten. Die in diesem Wörterbuch akzeptierte Abkürzung lautet at. M.

Großes enzyklopädisches polytechnisches Wörterbuch 2004

ATOMIC-Masse – die Masse eines Atoms, ausgedrückt in Atommasseneinheiten. Die Atommasse ist um einen Betrag geringer als die Summe der Massen der Teilchen, aus denen das Atom besteht (Protonen, Neutronen, Elektronen), und zwar um einen Betrag, der durch die Energie ihrer Wechselwirkung bestimmt wird (siehe beispielsweise Massendefekt).

Atommasse die Masse eines Atoms, ausgedrückt in Atommasseneinheiten. Die Atommasse ist um einen Betrag geringer als die Summe der Massen der Teilchen, aus denen das Atom besteht (Protonen, Neutronen, Elektronen), und zwar um einen Betrag, der durch die Energie ihrer Wechselwirkung bestimmt wird (siehe beispielsweise Massendefekt).

ATOMMASSE

die Masse eines Atoms, ausgedrückt in Atommasseneinheiten. Für A. m. chem. eines Elements, das aus einer Mischung von Isotopen besteht, siehe vgl. der Wert der AM-Isotope unter Berücksichtigung ihres prozentualen Gehalts (dieser Wert wird im Periodensystem der chemischen Elemente angegeben). A.m. ist um einen Betrag kleiner als die Summe der Massen der Teilchen, aus denen ein Atom besteht (Protonen, Neutronen, Elektronen), die durch die Energie ihrer Wechselwirkung bestimmt werden (siehe. Massendefekt).

Naturwissenschaft. Enzyklopädisches Wörterbuch

ATOMMASSE

(veralteter Begriff - Atomgewicht), bezieht sich. der Wert der Masse eines Atoms, ausgedrückt

V atomare Masseneinheiten. Bruchzahl (im Gegensatz zur Massenzahl – der Gesamtzahl der Neutronen und Protonen im Atomkern). BIN. Isotope einer Chemikalie. Elemente sind unterschiedlich. Für A. m. natürlich. Elemente, die aus einer Isotopenmischung bestehen, nehmen den Durchschnittswert von A.M. an. Isotope unter Berücksichtigung ihres prozentualen Gehalts. Diese Werte werden regelmäßig angezeigt. System der Elemente (mit Ausnahme der Transurane, für die Massenzahlen angegeben sind). BIN. bestimmen diff. Methoden; max. Die genaueste Methode ist die Massenspektrometrie.

 Chemische Enzyklopädie. - M.: Sowjetische Enzyklopädie Ed. I. L. Knunyants

Der Begriff dieser Größe hat sich entsprechend den Veränderungen im Begriff der Atome langfristig verändert. Nach Daltons Theorie (1803) sind alle Atome desselben chemischen Elements identisch und seine Atommasse ist eine Zahl, die dem Verhältnis ihrer Masse zur Masse eines Atoms eines bestimmten Standardelements entspricht. Etwa um 1920 wurde jedoch klar, dass es in der Natur zwei Arten von Elementen gibt: Einige werden tatsächlich durch identische Atome repräsentiert, während andere Atome mit der gleichen Kernladung, aber unterschiedlichen Massen haben; Diese Atomarten wurden Isotope genannt. Daltons Definition gilt daher nur für Elemente des ersten Typs. Die Atommasse eines durch mehrere Isotope repräsentierten Elements ist der Durchschnitt der Massenzahlen aller seiner Isotope, ausgedrückt als Prozentsatz, der ihrem Vorkommen in der Natur entspricht. Im 19. Jahrhundert Bei der Bestimmung der Atommassen verwendeten Chemiker Wasserstoff oder Sauerstoff als Standard. Im Jahr 1904 betrug 1/16 der durchschnittlichen Masse eines...

Atommasse

Atomgewicht, der Wert der Masse eines Atoms, ausgedrückt in Atommasseneinheiten (siehe Atommasseneinheiten). Die Verwendung einer speziellen Einheit zur Munitionsmessung ist auf die Tatsache zurückzuführen, dass die Atommassen extrem klein sind (10 -22 -10 -24). G) und die Angabe in Gramm ist unpraktisch. Eine Einheit von amu wird als 1/12 der Masse des Isotops eines Kohlenstoffatoms bei 12 C angenommen. Die Masse einer Kohlenstoffeinheit (abgekürzt als c.u.) ist gleich (1,660 43 ± 0,00031) 10 -24 G. Normalerweise wird bei der Angabe von A. m. die Bezeichnung „u. e." abgesenkt.

Das Konzept „A. M." eingeführt von J. Dalton (1803). Er war der Erste, der AM definierte. In der ersten Hälfte des 19. Jahrhunderts wurden umfangreiche Arbeiten zur Etablierung von AM durchgeführt. J. Berzelius , später Zh. S. Stas und T. W. Richards. Im Jahr 1869...

Atommasse

Eines der Hauptmerkmale jedes chemischen Elements ist seine relative Atommasse.

(Eine atomare Masseneinheit ist 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms, dessen Masse mit 12 amu angenommen wird und beträgt1,66 10 24 G.

Durch den Vergleich der Atommassen von Elementen pro Amu werden die Zahlenwerte der relativen Atommasse (Ar) ermittelt.

Die relative Atommasse eines Elements gibt an, wie oft die Masse seines Atoms größer als 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms ist.

Beispielsweise ist für Sauerstoff Ar (O) = 15,9994 und für Wasserstoff Ar (H) = 1,0079.

Bestimmen Sie für Moleküle einfacher und komplexer Substanzen relatives Molekulargewicht, was numerisch gleich der Summe der Atommassen aller Atome ist, aus denen das Molekül besteht. Das Molekulargewicht von Wasser beträgt beispielsweise H2O

Mg (H2O) = 2 · 1,0079 + 1 · 15,9994 = 18,0153.

Avogadros Gesetz

In der Chemie wird neben Massen- und Volumeneinheiten auch eine Mengeneinheit eines Stoffes verwendet, das Mol.

!MOL (v) – eine Maßeinheit für die Menge eines Stoffes, der so viele Struktureinheiten (Moleküle, Atome, Ionen) enthält, wie Atome in 0,012 kg (12 g) des Kohlenstoffisotops „C“ enthalten sind.

Dies bedeutet, dass 1 Mol eines Stoffes die gleiche Anzahl an Struktureinheiten enthält, gleich 6,02 10 23 . Diese Menge heißt Avogadros Konstante(Bezeichnung NA, Dimension 1/mol).

Der italienische Wissenschaftler Amadeo Avogadro stellte 1811 eine Hypothese auf, die später durch experimentelle Daten bestätigt wurde und später den Namen erhielt Avogadros Gesetz. Er machte darauf aufmerksam, dass alle Gase gleich komprimiert sind (Gesetz von Boyle-Marriott) und die gleichen Wärmeausdehnungskoeffizienten haben (Gesetz von Gay-Lussac). In diesem Zusammenhang schlug er Folgendes vor:

Gleiche Volumina verschiedener Gase enthalten unter gleichen Bedingungen die gleiche Anzahl an Molekülen.

Unter den gleichen Bedingungen (normalerweise sprechen wir von Normalbedingungen: der absolute Druck beträgt 1013 Millibar und die Temperatur beträgt 0 °C) ist der Abstand zwischen den Molekülen aller Gase gleich und das Volumen der Moleküle vernachlässigbar. Unter Berücksichtigung aller oben genannten Punkte können wir die folgende Annahme treffen:

!wenn gleiche Volumina an Gasen unter gleichen Bedingungen enthalten sind Ist die Anzahl der Moleküle gleich, müssen die Massen, die die gleiche Anzahl an Molekülen enthalten, das gleiche Volumen haben.

Mit anderen Worten,

Unter den gleichen Bedingungen nimmt 1 Mol eines beliebigen Gases das gleiche Volumen ein. Unter normalen Bedingungen nimmt 1 Mol eines beliebigen Gases ein Volumen ein v, entspricht 22,4 l. Dieser Band heißtmolares Gasvolumen (Maß l/mol oder m³ /mol).

Der genaue Wert des molaren Gasvolumens unter Normalbedingungen (Druck 1013 Millibar und Temperatur 0 °C) beträgt 22,4135 ± 0,0006 l/mol. Unter Standardbedingungen (T=+15° C, Druck = 1013 mbar) 1 Mol Gas nimmt ein Volumen von 23,6451 Litern ein und beiT=+20° C und einem Druck von 1013 mbar nimmt 1 Mol ein Volumen von etwa 24,2 Litern ein.

Numerisch gesehen stimmt die Molmasse mit den Massen der Atome und Moleküle (in amu) sowie mit den relativen Atom- und Molekülmassen überein.

Folglich hat 1 Mol eines Stoffes eine Masse in Gramm, die numerisch gleich der Molekülmasse dieses Stoffes ist, ausgedrückt in Atommasseneinheiten.

Beispielsweise ist M(O2) = 16 a. e.m. 2 = 32 a. e.m., 1 Mol Sauerstoff entspricht also 32 g. Die unter gleichen Bedingungen gemessenen Dichten von Gasen werden als Molmassen bezeichnet. Da beim Transport verflüssigter Gase auf Gastankschiffen molekulare Stoffe (Flüssigkeiten, Dämpfe, Gase) in erster Linie Gegenstand praktischer Probleme sind, wird vor allem die Molmasse gesucht M(g/mol), Stoffmenge v in Mol und Masse T Stoffe in Gramm oder Kilogramm.

Wenn Sie die chemische Formel eines bestimmten Gases kennen, können Sie einige praktische Probleme lösen, die beim Transport von Flüssiggasen auftreten.

Beispiel 1. Ein Decktank enthält 22 Tonnen verflüssigtes Ethylen (MIT2 N4 ). Es muss festgestellt werden, ob genügend Ladung an Bord ist, um drei Ladetanks mit einem Volumen von jeweils 5000 m 3 zu durchblasen, wenn nach dem Blasen die Temperatur der Tanks 0 °C und der Druck 1013 Millibar beträgt.

1. Bestimmen Sie das Molekulargewicht von Ethylen:

M = 2 · 12,011 + 4 · 1,0079 = 28,054 g/mol.

2. Berechnen Sie die Dichte von Ethylendampf unter normalen Bedingungen:

ρ = M/V = 28,054: 22,4 = 1,232 g/l.

3. Ermitteln Sie das Volumen des Ladungsdampfes unter normalen Bedingungen:

22∙10 6: 1,252= 27544 m3.

Das Gesamtvolumen der Ladetanks beträgt 15.000 m3. Somit ist genügend Ladung an Bord, um alle Ladetanks mit Ethylendampf zu spülen.

Beispiel 2. Es muss ermittelt werden, wie viel Propan vorhanden ist (MIT3 N8 ) ist zum Spülen von Ladetanks mit einem Gesamtvolumen von 8000 m 3 erforderlich, wenn die Temperatur der Tanks +15 °C beträgt und der Druck des Propandampfes im Tank nach dem Ende der Spülung 1013 Millibar nicht überschreitet.

1. Bestimmen Sie die Molmasse von Propan MIT3 N8

M = 3 12,011 + 8 1,0079 = 44,1 g/mol.

2. Lassen Sie uns die Propandampfdichte nach dem Spülen der Tanks bestimmen:

ρ = M: v = 44,1: 23,641 = 1,865 kg/m 3.

3. Unter Kenntnis der Dampfdichte und des Dampfvolumens bestimmen wir die Gesamtmenge an Propan, die zum Spülen des Tanks erforderlich ist:

m = ρ v = 1,865 8000 = 14920 kg ≈ 15 t.

(1766–1844) zeigte in seinen Vorlesungen Studenten aus Holz geschnitzte Atommodelle und zeigte, wie sie sich zu verschiedenen Stoffen verbinden können. Als einer der Schüler gefragt wurde, was Atome seien, antwortete er: „Atome sind farbige Holzklötze, die Herr Dalton erfunden hat.“

Natürlich wurde Dalton nicht wegen seiner Bauchmuskeln berühmt oder weil er im Alter von zwölf Jahren Lehrer wurde. Die Entstehung der modernen Atomtheorie ist mit dem Namen Dalton verbunden. Zum ersten Mal in der Geschichte der Wissenschaft dachte er über die Möglichkeit nach, die Massen von Atomen zu messen, und schlug hierfür konkrete Methoden vor. Es ist klar, dass es unmöglich ist, Atome direkt zu wiegen. Dalton sprach nur über „das Verhältnis der Gewichte der kleinsten Teilchen gasförmiger und anderer Körper“, also über ihre relativen Massen. Und obwohl die Masse jedes Atoms genau bekannt ist, wird sie bis heute nie in Gramm ausgedrückt, da dies äußerst unpraktisch ist. Beispielsweise beträgt die Masse eines Atoms von Uran – dem schwersten auf der Erde vorkommenden Element – ​​nur 3,952 · 10 -22 g. Daher wird die Masse der Atome in relativen Einheiten ausgedrückt, die angibt, wie oft die Masse der Atome eines bestimmten Elements übersteigt ist größer als die als Standard akzeptierte Atommasse eines anderen Elements. Tatsächlich ist dies Daltons „Gewichtsverhältnis“, d. h. Relative Atommasse.

Dalton nahm die Masse des Wasserstoffatoms als Masseneinheit und um die Massen anderer Atome zu ermitteln, verwendete er die prozentualen Zusammensetzungen verschiedener Wasserstoffverbindungen mit anderen Elementen, die von verschiedenen Forschern gefunden wurden. So enthält Wasser laut Lavoisier 15 % Wasserstoff und 85 % Sauerstoff. Daraus ergab Dalton, dass die relative Atommasse von Sauerstoff 5,67 beträgt (unter der Annahme, dass im Wasser auf jedes Wasserstoffatom ein Sauerstoffatom kommt). Basierend auf Daten des englischen Chemikers William Austin (1754–1793) über die Zusammensetzung von Ammoniak (80 % Stickstoff und 20 % Wasserstoff) bestimmte Dalton die relative Atommasse von Stickstoff zu 4 (ebenfalls unter der Annahme einer gleichen Anzahl von Wasserstoff und Stickstoff). Atome in dieser Verbindung). Und anhand von Daten zur Analyse einiger Kohlenwasserstoffe ordnete Dalton dem Kohlenstoff einen Wert von 4,4 zu. Im Jahr 1803 stellte Dalton die weltweit erste Tabelle der relativen Atommassen bestimmter Elemente zusammen. In der Folge erfuhr diese Tabelle sehr starke Veränderungen; die wichtigsten ereigneten sich zu Daltons Lebzeiten, wie aus der folgenden Tabelle hervorgeht, die Daten aus Lehrbüchern enthält, die in verschiedenen Jahren veröffentlicht wurden, sowie in der offiziellen Veröffentlichung der IUPAC – der International Union of Pure and Applied Chemistry.

Zunächst fallen Daltons ungewöhnliche Atommassen auf: Sie unterscheiden sich um ein Vielfaches von modernen! Dies hat zwei Gründe. Der erste ist die Ungenauigkeit des Experiments am Ende des 18. und Anfang des 19. Jahrhunderts. Als Gay-Lussac und Humboldt die Zusammensetzung von Wasser verfeinerten (12,6 % H und 87,4 % O), änderte Dalton den Wert der Atommasse von Sauerstoff auf 7 (nach modernen Daten enthält Wasser 11,1 % Wasserstoff). Mit der Verbesserung der Messmethoden wurden die Atommassen vieler anderer Elemente verfeinert. Gleichzeitig wurde zunächst Wasserstoff als Maßeinheit für Atommassen gewählt, dann Sauerstoff und jetzt Kohlenstoff.

Der zweite Grund ist schwerwiegender. Da Dalton das Verhältnis der Atome verschiedener Elemente in verschiedenen Verbindungen nicht kannte, akzeptierte er die einfachste Hypothese eines Verhältnisses von 1:1. Viele Chemiker dachten so, bis die korrekten Formeln für die Zusammensetzung von Wasser (H 2 O) und Ammoniak (NH 3) sowie vielen anderen Verbindungen zuverlässig ermittelt und von Chemikern akzeptiert wurden. Um die Formeln gasförmiger Stoffe aufzustellen, wurde das Avogadro-Gesetz verwendet, das es ermöglicht, die relative Molekülmasse von Stoffen zu bestimmen. Für flüssige und feste Stoffe wurden andere Methoden verwendet ( cm. Molekulargewichtsdefinition). Besonders einfach war es, Formeln für Verbindungen von Elementen variabler Wertigkeit, beispielsweise Eisenchlorid, aufzustellen. Die relative Atommasse von Chlor war bereits aus der Analyse einiger seiner gasförmigen Verbindungen bekannt. Wenn wir nun davon ausgehen, dass in Eisenchlorid die Anzahl der Metall- und Chloratome gleich ist, dann betrug die relative Atommasse von Eisen für das eine Chlorid 27,92 und für das andere Chlorid 18,62. Daraus folgte, dass die Formeln der Chloride FeCl 2 und FeCl 3 und A r(Fe) = 55,85 (Durchschnitt aus zwei Analysen). Die zweite Möglichkeit sind die Formeln FeCl 4 und FeCl 6 und A r (Fe) = 111,7 – wurde als unwahrscheinlich ausgeschlossen. Die relativen Atommassen von Festkörpern halfen dabei, die empirische Regel zu finden, die 1819 von den französischen Wissenschaftlern P. I. Dulong und A. T. Petit formuliert wurde: Das Produkt aus Atommasse und Wärmekapazität ist ein konstanter Wert. Die Dulong-Petit-Regel funktionierte besonders gut für Metalle, was es beispielsweise Berzelius ermöglichte, die Atommassen einiger von ihnen zu klären und zu korrigieren.

Wenn Sie die relativen Atommassen chemischer Elemente im Periodensystem betrachten, werden Sie feststellen, dass sie für verschiedene Elemente mit unterschiedlicher Genauigkeit angegeben werden. Zum Beispiel für Lithium – mit 4 signifikanten Ziffern, für Schwefel und Kohlenstoff – mit 5, für Wasserstoff – mit 6, für Helium und Stickstoff – mit 7, für Fluor – mit 8. Warum so eine Ungerechtigkeit?

Es stellt sich heraus, dass die Genauigkeit, mit der die relative Atommasse eines bestimmten Elements bestimmt wird, nicht so sehr von der Genauigkeit der Messungen abhängt, sondern von „natürlichen“ Faktoren, die nicht vom Menschen abhängen. Sie hängen mit der Variabilität der Isotopenzusammensetzung eines bestimmten Elements zusammen: In verschiedenen Proben ist das Verhältnis der Isotope nicht ganz gleich. Wenn beispielsweise Wasser verdunstet, entstehen Moleküle mit leichten Isotopen ( cm. CHEMISCHE ELEMENTE) Wasserstoff geht etwas schneller in die Gasphase über als schwere Wassermoleküle, die 2 H-Isotope enthalten. Daher gibt es im Wasserdampf etwas weniger 2 H-Isotope als in flüssigem Wasser. Viele Organismen haben auch gemeinsame Isotope leichter Elemente (bei ihnen ist der Massenunterschied größer als bei schweren Elementen). Daher bevorzugen Pflanzen bei der Photosynthese das leichte Isotop 12 C. Daher wird in lebenden Organismen sowie in Öl und Kohle, die daraus gewonnen werden, der Gehalt des schweren Isotops 13 C reduziert und in Kohlendioxid und den gebildeten Carbonaten reduziert von dort aus wird es im Gegenteil erhöht. Mikroorganismen, die Sulfate reduzieren, reichern auch das leichte Isotop 32 S an, sodass es in Sedimentsulfaten in größerer Menge vorhanden ist. In den „Rückständen“, die nicht von Bakterien verdaut werden, ist der Anteil des schweren Isotops 34 S größer. (Durch die Analyse des Schwefelisotopenverhältnisses können Geologen übrigens eine sedimentäre Schwefelquelle von einer magmatischen unterscheiden. Und anhand des Verhältnisses der 12 C- und 13 C-Isotope kann man sogar Rohrzucker von Rübenzucker unterscheiden!)

Daher ist es für viele Elemente einfach nicht sinnvoll, sehr genaue Atommassen anzugeben, da diese von Probe zu Probe leicht variieren. Anhand der Genauigkeit, mit der Atommassen angegeben werden, kann man sofort erkennen, ob und wie stark eine „Isotopentrennung“ eines bestimmten Elements in der Natur auftritt. Aber beispielsweise für Fluor wird die Atommasse mit sehr hoher Genauigkeit angegeben; Das bedeutet, dass die Atommasse von Fluor in jeder terrestrischen Quelle konstant ist. Und das ist nicht verwunderlich: Fluor gehört zu den sogenannten Einzelelementen, die in der Natur durch ein einzelnes Nuklid repräsentiert werden.

Im Periodensystem stehen die Massen einiger Elemente in Klammern. Dies gilt vor allem für die Aktiniden nach dem Uran (die sogenannten Transurane), für die noch schwereren Elemente der 7. Periode sowie für einige leichtere; darunter sind Technetium, Promethium, Polonium, Astat, Radon und Francium. Wenn Sie in verschiedenen Jahren gedruckte Elementtabellen vergleichen, werden Sie feststellen, dass sich diese Zahlen von Zeit zu Zeit ändern, manchmal sogar innerhalb weniger Jahre. Einige Beispiele sind in der Tabelle aufgeführt.

Der Grund für die Änderungen in den Tabellen liegt darin, dass die angegebenen Elemente radioaktiv sind und kein einziges stabiles Isotop haben. In solchen Fällen ist es üblich, entweder die relative Atommasse des langlebigsten Nuklids (z. B. für Radium) oder Massenzahlen anzugeben; Letztere sind in Klammern angegeben. Wenn ein neues radioaktives Element entdeckt wird, erhalten sie zunächst nur eines seiner vielen Isotope – ein bestimmtes Nuklid mit einer bestimmten Anzahl von Neutronen. Basierend auf theoretischen Konzepten sowie experimentellen Möglichkeiten versuchen sie, ein Nuklid eines neuen Elements mit ausreichender Lebensdauer zu erhalten (mit einem solchen Nuklid lässt sich leichter arbeiten), was jedoch nicht immer „auf Anhieb“ gelang. In der Regel wurde bei weiterer Forschung klar, dass neue Nuklide mit längerer Lebensdauer existieren und synthetisiert werden können, und dann musste die im Periodensystem der Elemente von D. I. Mendeleev eingetragene Zahl ersetzt werden. Vergleichen wir die Massenzahlen einiger Transurane sowie von Promethium aus Büchern, die in verschiedenen Jahren veröffentlicht wurden. In der Tabelle sind in Klammern aktuelle Daten zu Halbwertszeiten angegeben. In alten Veröffentlichungen erschienen anstelle der derzeit akzeptierten Symbole der Elemente 104 und 105 (Rf – Rutherfordium und Db – Dubnium) Ku – Curchatium und Ns – Nielsborium.

Tabelle 2.
Element Z Das Jahr der Veröffentlichung
1951 1958 1983 2000
PM 61 147 (2,62 Jahre) 145 (18 Jahre alt) 145 145
Pu 94 239 (24100 Jahre) 242 (3,76 . 10 5 Jahre) 244 (8,2 . 10 7 Jahre) 244
Bin 95 241 (432 Jahre) 243 (7370 Jahre) 243 243
cm 96 242 (163 Tage) 245 (8500 Jahre) 247 (1,58 . 10 7 Jahre) 247
Bk 97 243 (4,5 Stunden) 249 (330 Tage) 247 (1400 Jahre) 247
Vgl. 98 245 (44 Min.) 251 (900 Jahre) 251 251
Es 99 – 254 (276 Tage) 254 252 (472 Tage)
FM 100 – 253 (3 Tage) 257 (100,5 Tage) 257
MD 101 – 256 (76 Min.) 258 (52 Tage) 258
Nr. 102 – – 255 (3,1 Minuten) 259 (58 Min.)
Lr 103 – – 256 (26 Sek.) 262 (3,6 Stunden)
Rf 104 – – 261 (78 Sek.) 261
Db 105 – – 261 (1,8 Sek.) 262 (34 Sek.)

Wie aus der Tabelle hervorgeht, sind alle darin aufgeführten Elemente radioaktiv, ihre Halbwertszeit ist viel kürzer als das Alter der Erde (mehrere Milliarden Jahre), daher kommen diese Elemente in der Natur nicht vor und werden künstlich gewonnen. Mit der Verbesserung der experimentellen Techniken (Synthese neuer Isotope und Messung ihrer Lebensdauer) war es manchmal möglich, Nuklide zu finden, die Tausende oder sogar Millionen Mal länger lebten als bisher bekannt. Als beispielsweise 1944 am Berkeley-Zyklotron die ersten Experimente zur Synthese des Elements Nr. 96 (später Curium genannt) durchgeführt wurden, bestand die einzige Möglichkeit, dieses Element zu gewinnen, darin, Plutonium-239-Kerne mit a-Teilchen zu bestrahlen: 239 Pu + 4 He ® 242 Cm + 1 n. Das resultierende Nuklid des neuen Elements hatte eine Halbwertszeit von etwa sechs Monaten; Es erwies sich als sehr praktische kompakte Energiequelle und wurde später beispielsweise auf den amerikanischen Raumstationen Surveyor für diesen Zweck eingesetzt. Derzeit wurde Curium-247 gewonnen, das eine Halbwertszeit von 16 Millionen Jahren hat, was 36 Millionen Mal länger ist als die Lebensdauer des ersten bekannten Nuklids dieses Elements. Von Zeit zu Zeit vorgenommene Änderungen in der Elementtabelle können also nicht nur mit der Entdeckung neuer chemischer Elemente verbunden sein!

Abschließend: Wie haben Sie herausgefunden, in welchem ​​Verhältnis verschiedene Isotope in einem Element vorhanden sind? Zum Beispiel über die Tatsache, dass 35 Cl 75,77 % des natürlichen Chlors ausmacht (der Rest ist das 37 Cl-Isotop)? In diesem Fall, wenn ein natürliches Element nur zwei Isotope enthält, hilft eine solche Analogie, das Problem zu lösen.

Im Jahr 1982 überstiegen die Kosten für Kupfer, aus dem US-Ein-Cent-Münzen geprägt wurden, aufgrund der Inflation den Nennwert der Münze. Daher werden Münzen ab diesem Jahr aus günstigerem Zink hergestellt und nur noch mit einer dünnen Kupferschicht überzogen. Gleichzeitig sank der Gehalt an teurem Kupfer in der Münze von 95 auf 2,5 % und das Gewicht von 3,1 auf 2,5 g. Einige Jahre später, als eine Mischung aus zwei Münzsorten im Umlauf war, stellten Chemielehrer fest dass diese Münzen (sie sind mit dem Auge kaum zu unterscheiden) ein hervorragendes Werkzeug für ihre „Isotopenanalyse“ sind, entweder nach Masse oder nach Anzahl der Münzen jedes Typs (analog zur Masse oder Stoffmengenanteil der Isotope in einer Mischung). Lassen Sie uns so argumentieren: Wir haben 210 Münzen, darunter sowohl leichte als auch schwere (dieses Verhältnis hängt nicht von der Anzahl der Münzen ab, wenn es ziemlich viele davon gibt). Angenommen, die Gesamtmasse aller Münzen beträgt 540 g. Wenn alle diese Münzen von der „leichten Sorte“ wären, dann würde ihre Gesamtmasse 525 g betragen, also 15 g weniger als die tatsächliche. Warum so? Denn nicht alle Münzen sind leicht: Manche sind schwer. Das Ersetzen einer leichten Münze durch eine schwere führt zu einer Erhöhung der Gesamtmasse um 0,6 g. Wir müssen die Masse um 40 g erhöhen. Daher sind es 15/0,6 = 25 leichte Münzen. In der Mischung ergibt sich also 25/210 = 0,119 oder 11,9 % leichte Münzen. (Natürlich wird sich das „Isotopenverhältnis“ von Münzen unterschiedlicher Art mit der Zeit ändern: Es wird immer mehr leichte und immer weniger schwere geben. Bei Elementen ist das Isotopenverhältnis in der Natur konstant.)

Das Gleiche gilt für Isotope von Chlor oder Kupfer: Die durchschnittliche Atommasse von Kupfer ist bekannt – 63,546 (sie wurde von Chemikern durch Analyse verschiedener Kupferverbindungen bestimmt), sowie die Massen von leichtem 64 Cu und schwerem 65 Cu Kupferisotope (diese Massen wurden von Physikern mit ihren eigenen physikalischen Methoden bestimmt). Enthält ein Element mehr als zwei stabile Isotope, wird deren Verhältnis mit anderen Methoden bestimmt.

Es stellte sich heraus, dass auch unsere Münzstätten Moskau und St. Petersburg verschiedene „Isotopenvarianten“ von Münzen geprägt haben. Der Grund ist derselbe – der Anstieg der Metallpreise. So wurden 1992 10- und 20-Rubel-Münzen aus einer nichtmagnetischen Kupfer-Nickel-Legierung und 1993 aus billigerem Stahl geprägt, und diese Münzen werden von einem Magneten angezogen; im Aussehen sind sie praktisch gleich (übrigens wurden einige Münzen dieser Jahre in der „falschen“ Legierung geprägt; solche Münzen sind sehr selten und einige sind teurer als Gold!). 1993 wurden auch 50-Rubel-Münzen aus einer Kupferlegierung und im selben Jahr (Hyperinflation!) aus mit Messing beschichtetem Stahl geprägt. Zwar unterscheiden sich die Massen unserer „Isotopenvarianten“ von Münzen nicht so stark wie die der amerikanischen. Durch genaues Wiegen eines Stapels Münzen lässt sich jedoch berechnen, wie viele Münzen jeder Sorte sich darin befinden – nach Gewicht oder nach der Anzahl der Münzen, wenn die Gesamtzahl berechnet wird.

Ilja Leenson