Jeg vil vide alt

Mole (enhed)

Pin
Send
Share
Send


Det muldvarp (forkortelse "mol") er SI-baseenheden, der måler en mængde af et stof. En mol af et stof er en mængde stof, der indeholder Avogadros antal enheder, som er ca. 6.022 × 1023 enheder. En mol er ligesom et "dusin", idet begge enheder kan bruges til at kvantificere ethvert sæt objekter, men molen bruges generelt til at måle antallet af atomer, molekyler og subatomære partikler i en given mængde stof.

Definition

En mol er defineret som mængden af ​​stof i et system, der indeholder så mange elementære enheder, som der er atomer i 0,012 kg carbon-12, hvor carbon-12-atomerne er ubundne, i hvile og i deres jordhastighed.1 Antallet af atomer i 0,012 kg carbon-12 kaldes Avogadros antal og bestemmes empirisk. Den aktuelt accepterede værdi er 6.0221415 (10) × 1023 mol-1 (2002-udgivelse af Udvalget om Data for Videnskab og Teknologi).

Ifølge SI2, molen er ikke dimensionsfri, men har sine helt egne dimensioner, nemlig "mængde stof", der kan sammenlignes med andre dimensioner såsom masse og lysintensitet. SI definerer desuden Avogadros nummer som at have enhedens gensidige mol, da det er forholdet mellem en dimensionfri mængde og en mængde med enhedens mol.3 4

Forholdet mellem atommasseenheden og Avogadros nummer betyder, at en mol også kan defineres som: Den mængde af et stof, hvis masse i gram er den samme som dets formelvægt. For eksempel har jern en atomvægt på 55.845, så en mol jern vejer 55.845 gram. Denne notation er ofte brugt af kemikere og fysikere.

Massen (i gram) på en mol af et kemisk element eller en forbindelse kaldes dens Molar masse.5 Det er nyttigt som en konverteringsfaktor mellem antallet af gram af et rent stof (som kan måles direkte) og antallet af mol af dette stof.

De fleste kemiske ingeniører såvel som mange andre ingeniører og forskere skelner mellem gram mol og kilogram mol (kgmol eller kmol): 55,845 gram i en gram mol jern og 55,845 kg i en kilogram mol jern. Tilsvarende bruger ingeniører og videnskabsmænd i USA pundmulværket (lbmol). For eksempel er der 55.845 pund i en lbmol jern. Ud over kgmol, kmol eller lbmol bruges også ton mol. For eksempel har carbonmonoxid (CO) en molekylvægt på 28, og en mol CO indeholder derfor 28 g, en lbmol CO indeholder 28 lb, og en ton mol CO indeholder 28 ton. Det skal dog bemærkes, at kun "gram mol" er godkendt af SI - ingen af ​​disse derivater er officielle enheder. Korrekt kaldes gram mol simpelthen mol, og Avogadros nummer er direkte forbundet med denne mol - dets forhold til lbmolen eller andre varianter kræver en konverteringsfaktor.

Elementære enheder

Når molen bruges til at specificere mængden af ​​et stof, skal typen af ​​elementære enheder (partikler) i stoffet identificeres. Partiklerne kan være atomer, molekyler, ioner, formlenheder, elektroner eller andre partikler. For eksempel er en mol vand ækvivalent med ca. 18 gram vand og indeholder en mol H2O-molekyler, men tre mol atomer (to mol H og en mol O).

Når stoffet af interesse er en gas, er partiklerne normalt molekyler. De ædelgasser (He, Ar, Ne, Kr, Xe, Rn) er imidlertid alle monoatomiske, hvilket betyder, at hver gaspartikel er et enkelt atom. Alle gasser har det samme molære volumen på 22,4 liter pr. Mol ved standardtemperatur og -tryk (STP).

En mol atomer eller molekyler kaldes også et "gramatom" eller "gram molekyle".

Historie

Navnet muldvarp (Tysk mol) tilskrives Wilhelm Ostwald, der introducerede konceptet i år 1902. Det er en forkortelse for molekyle (Tysk Molekül), som igen er afledt af latin mol, der betyder "masse, massiv struktur". Han brugte det til at udtrykke et stofs molekylvægt. Så for eksempel har en mol saltsyre (HCI) en masse på 36,5 gram (atomvægte Cl: 35,5 u, H: 1,0 u).

Før 1959 brugte både IUPAP og IUPAC ilt til at definere molen: kemikerne definerede molen som antallet af atomer med ilt, der havde masse 16 g, fysikerne brugte en lignende definition, men kun med ilt-16-isotopen. De to organisationer blev i 1959/1960 enige om at definere molen som sådan:

Molen er mængden af ​​stof i et system, der indeholder så mange elementære enheder, som der er atomer i 0,012 kg carbon-12; dens symbol er "mol."

Dette blev vedtaget af CIPM (Den Internationale Komité for Vægter og Mål) i 1967, og i 1971 blev den vedtaget af den 14. CGPM (General Conference on Vægter og Mål).

I 1980 klargjorde CIPM ovennævnte definition og definerede, at carbon-12-atomerne er ubundet og i deres jordtilstand.

Foreslået fremtidig definition

Som med andre SI-baseenheder har der været forslag om at omdefinere kilogramet på en sådan måde, at nogle af de for tiden målte fysiske konstanter defineres til faste værdier. En foreslået definition af kilogram 2 er:

Kg er massen på nøjagtigt (6.0221415×1023/0.012) ubundne carbon-12 atomer i hvile og i deres jordtilstand.

Dette ville have den virkning, at Avogadros nummer defineres nøjagtigt NEN = 6.0221415×1023 elementære enheder pr. mol, og følgelig ville molen blot blive en tælleenhed, ligesom dusinet.

Funktion af mol

Molen er nyttigt i kemi, fordi den tillader at måle forskellige stoffer på en sammenlignelig måde. Ved anvendelse af det samme antal mol af to stoffer har begge mængder det samme antal molekyler eller atomer. Molen gør det lettere at tolke kemiske ligninger praktisk. Ligningen:

2H2 + O2 → 2H2O

kan forstås som "to mol brint plus en mol ilt giver to mol vand."

Mol er nyttige i kemiske beregninger, fordi de muliggør beregning af udbytter og andre værdier, når man beskæftiger sig med partikler med forskellig masse.

Antal partikler er en mere anvendelig enhed i kemi end masse eller vægt, fordi reaktioner finder sted mellem atomer (for eksempel to hydrogenatomer og et iltatom producerer et molekyle vand), der har meget forskellige vægte (et iltatom vejer næsten 16 gange så meget som et hydrogenatom). Det rå antal atomer i en reaktion er imidlertid ikke praktisk, fordi de er meget store; for eksempel indeholder kun en milliliter vand over 3 × 1022 (eller 30.000.000.000.000.000.000.000.000) molekyler.

Eksempel beregning

I dette eksempel bruges mol til at beregne massen af ​​kuldioxid (CO2) afgivet, når en g ethan brændes. Ligningen for denne kemiske reaktion er:

7 O2 + 2 ° C2H6 → 4 CO2 + 6 H2O

det er,

Syv iltmolekyler reagerer med to molekyler af etan for at give fire molekyler kuldioxid og seks molekyler vand.

Den første ting er at finde ud af, hvor mange ethanolmolekyler der blev brændt. Vi ved, at det var lige nok at fremstille en g, så vi har nu brug for den molekylære masse af etan. Dette kan beregnes: massen i gram af en mol af et stof er per definition dens atom- eller molekylmasse; Den atomære masse af brint er en, og den atomære masse af kulstof er 12, så molekylmassen af ​​C2H6 er (2 × 12) + (6 × 1) = 30. En mol ethan er 30 g. Så en g ethan er 1/30 af en mol; den forbrændte mængde var 1/30 af en mol (husk at det er et tal, ligesom "et halvt dusin").

Nu kan vi beregne antallet af molekyler af CO2 givet af. Da vi for to ethanolmolekyler får fire CO-molekyler2, vi har to molekyler af CO2 for hvert ethanemolekyle. Så for 1 / 30th af en mol ethan, 2 × 1 / 30th = 1 / 15th af en mol CO2 blev produceret.

Dernæst har vi brug for den molekylære masse af CO2. Atommassen af ​​kulstof er 12, og iltmassen er 16, så en mol kuldioxid er 12 + (2 × 16) = 44 g / mol.

Endelig massen af ​​CO2 er 1/15 mol × 44 g / mol = 2,93 g kuldioxid.

Bemærk, at antallet af mol ikke behøver at være i balance på nogen af ​​siderne af ligningen. Dette skyldes, at en mol ikke tæller masse eller antallet af atomer involveret, men antallet af involverede partikler (hver af dem sammensat af et variabelt antal atomer). Vi kunne imidlertid også beregne massen af ​​forbrugt ilt og massen af ​​produceret vand og observere, at massen af ​​produkter (kuldioxid og vand) er lig med massen af ​​dioxygen plus ethan:

  • (7/2) (1/30. Mol dioxygen) (2 x 16 g / mol) = 7 × 16/30 g = 3,73 g
  • (6/2) (1/30. Mol vand) (2 × 1 + 16 g / mol) = 1,8 g
  • 3,73 g + 1 g = 2,93 + 1,8 g

(Bemærk: faktisk er der i henhold til masse-energi-forholdet en meget smal forskel mellem massen af ​​carbon, brint og ilt adskilt på den ene side og på den anden side massen af ​​molekylerne lavet af dem - dette har ikke taget højde for her.)

Moles af hverdagslige enheder

Bemærk: alle følgende er nøjagtige til cirka et markant tal.

  • I betragtning af at volumenet af et sandkorn er cirka 10-12 m36, og i betragtning af at det amerikanske område er omkring 1013 m27følger det derfor, at en mol sandkorn ville dække USA i cirka en centimeter sand.
  • En menneskelig krop indeholder cirka hundrede billioner celler8 og der er omtrent syv milliarder mennesker på Jorden, derfor er det samlede antal menneskelige celler på planeten ca. 100 × 1012*7×109=7×1023, hvilket er ca. en mol.
  • Da Jorden har en radius på ca. 6400 km9, dens volumen er ca. 1021 m3. Da cirka fem hundrede store grapefrugter passer på en kubikmeter10, følger det derfor, at en mol grapefrugt ville have omtrent det samme volumen som Jorden.

Se også

  • Avogadros nummer
  • Liste over partikler
  • Kemi
  • Einstein (enhed)
  • Faraday (enhed)
  • Fysisk konstant
  • Fysik
  • støkiometri
  • Mole Day
  • molaritet

Noter

  1. ↑ Officielle SI-enhedsdefinitioner
  2. ↑ SI
  3. ↑ SI-brochure.
  4. ↑ Hvis kilogramet i fremtiden omdefineres i form af et specifikt antal carbon-12 atomer, defineres værdien af ​​Avogadros antal snarere end målt, og molen ophører med at være en enhed af fysisk betydning 1.
  5. ↑ Kompendium af kemisk terminologi, relativ molær masse
  6. ↑ //www.ingentaconnect.com/content/ap/ec/1999/00000048/00000005/art00470
  7. ↑ //www.daml.org/2001/12/factbook/us.html
  8. ↑ A. S. Naidu, W. R. Bidlack, R. A. Clemens, "Probiotiske spektre af mælkesyrebakterier (LAB)", Kritiske anmeldelser inden for madvidenskab og ernæring, Bind 39, nummer 1 / januar 1999
  9. ↑ //scienceworld.wolfram.com/astronomy/EarthRadius.html
  10. ↑ //www.ams.usda.gov/standards/grpfrtfl.pdf

Referencer

  • Brown, Theodore E., H. Eugene LeMay og Bruce E. Bursten. 2005. Kemi: Central Science. 10. udgave Upper Saddle River, NJ: Prentice Hall. ISBN 0131096869 og ISBN 978-0131096868.
  • Chang, Raymond. 2006. Kemi. 9. udgave New York: McGraw-Hill Science / Engineering / Math. ISBN 0073221031.
  • Housecroft, Catherine E., og Alan G. Sharpe. 2001. Uorganisk kemi. 4. udgave Harlow, UK: Prentice Hall. ISBN 0582310806 og ISBN 978-0582310803.
  • McMurry, John og Robert C. Fay. 2004. Kemi. 4. udgave Upper Saddle River, NJ: Prentice Hall. ISBN 0131402080.
  • Moore, John W., Conrad L. Stanitski og Peter C. Jurs. 2002. Kemi: Molekylvidenskab. New York: Harcourt College. ISBN 0030320119.
  • Smith, Roland. 1994. Erobring af kemi. Sydney: McGraw-Hill. ISBN 0074701460 og ISBN 9780074701461.

Pin
Send
Share
Send