Was ist der Unterschied zwischen “ Molekularmasse ”, “ durchschnittlicher Atommasse ” und “ Molmasse ”?

Atommasse bezieht sich auf die durchschnittliche Masse eines Atom. Dies hat Dimensionen von Masse , sodass Sie dies in Dalton, Gramm, Kilogramm, Pfund (wenn Sie wirklich wollten) oder einer anderen Masseneinheit ausdrücken können. Wie Sie sagten, ist dies jedenfalls ein Durchschnitt der Massen der Isotope, gewichtet nach ihrer relativen Häufigkeit. Beispielsweise ist die Atommasse von $ \ ce {O} $ $ 15.9994 ~ \ mathrm {u} $ . $ \ mathrm {u} $ steht für einheitliche Atommasseneinheit und 1 u entspricht $ 1.661 \ times 10 ^ {- 24} ~ \ mathrm {g} $ . Es ist genau das gleiche wie das Dalton, aber nach dem, was ich gesehen habe, wird der Begriff Dalton eher bei der Diskussion von Polymeren, Biomolekülen oder Massenspektren verwendet.

Molekularmasse bezieht sich auf die durchschnittliche Masse eines Moleküls. Auch dies hat Dimensionen von Masse . Es ist nur die Summe der Atommassen der Atome in einem Molekül. Beispielsweise beträgt die Molekülmasse von $ \ ce {O2} $ $ 2 (15.9994 ~ \ mathrm {u}) = 31.9988 ~ \ mathrm {u} $ . Sie müssen die relative Isotopenhäufigkeit oder irgendetwas dafür nicht berechnen, da sie bereits in den von Ihnen verwendeten Atommassen berücksichtigt wird.

Der Begriff Molmasse bezieht sich auf die Masse pro Mol Substanz – der Name impliziert dies. Diese Substanz kann alles sein – ein Element wie $ \ ce {O} $ oder ein Molekül wie $ \ ce {O2 } $ . Die Molmasse hat Einheiten von $ \ mathrm {g ~ mol ^ {- 1}} $ , aber numerisch entspricht sie den beiden oben genannten. Die Molmasse von $ \ ce {O} $ ist also $ 15.9994 ~ \ mathrm {g ~ mol ^ {- 1} } $ und die Molmasse von $ \ ce {O2} $ ist $ 31.9988 ~ \ mathrm {g ~ mol ^ {- 1}} $ .

Manchmal stoßen Sie auf die Begriffe relative Atommasse ( $ A_ \ mathrm {r} $ ) oder relative Molekülmasse ( $ M_ \ mathrm {r} $ ). Diese sind definiert als das Verhältnis der durchschnittlichen Masse eines Teilchens (eines Atoms oder eines Moleküls) zu einem Zwölftel der Masse eines Kohlenstoff-12-Atoms. Nach Definition hat das Kohlenstoff-12-Atom ein Gewicht von genau $ 12 ~ \ mathrm {u} $ . Dies wird wahrscheinlich anhand eines Beispiels klarer. Lassen Sie uns über die relative Atommasse von Wasserstoff sprechen, die eine Atommasse von $ 1.008 ~ \ mathrm {u} $ hat: $$ A_ \ mathrm {r} (\ ce {H}) = \ frac {1.008 ~ \ mathrm {u}} {\ frac {1} {12} \ times 12 ~ \ mathrm {u}} = 1.008 $ $

Beachten Sie, dass dies ein Massenverhältnis ist und als solches dimensionslos ist (es sind keine Einheiten zugeordnet).Per Definition ist der Nenner jedoch immer gleich $ 1 ~ \ mathrm {u} $ , sodass die relative Atom- / Molekülmasse immer numerisch gleich der Atom- / Molekülmasse ist – Der einzige Unterschied ist der Mangel an Einheiten. Beispielsweise beträgt die relative Atommasse von $ \ ce {O} $ 15,9994. Die relative Molekülmasse von $ \ ce {O2} $ beträgt 31.9988.

Am Ende ist also alles numerisch gleich – wenn Sie verwenden die entsprechenden Einheiten – $ \ mathrm {u} $ und $ \ mathrm {g ~ mol ^ {- 1}} $ . Nichts hindert Sie daran, Einheiten von $ \ mathrm {oz ~ mmol ^ {- 1}} $ zu verwenden. Es wird nur nicht mehr numerisch äquivalent sein. Welche Größe Sie verwenden (Masse / Molmasse / relative Masse), hängt davon ab, was Sie berechnen möchten. Die dimensionale Analyse Ihrer Gleichung ist hier sehr praktisch.

Zusammenfassung:

• Atom- / Molekülmasse : Masseneinheiten
• Molmasse : Masseneinheiten pro Menge
• Relative atomare / molekulare Masse : keine Einheiten

Ein kleiner (und unwesentlicher) Hinweis zur Definition des $ \ text {u} $ . Es wird durch das Atom $ \ ce {^ {12} C} $ definiert, das eine Masse von genau $ 12 \ text {u} $ . Jetzt wird der Maulwurf auch durch das Atom $ \ ce {^ {12} C} $ definiert: $ 12 \ text {g} $ von $ \ ce {^ {12} C} $ soll definiert sein genau $ 1 \ text {mol} $ von $ \ ce {^ {12} C} $ . Und Wir wissen, dass ein Mol $ \ ce {^ {12} C} $ $ 6.022 \ times 10 ^ {23} enthält. $ Atome – wir nennen diese Zahl die Avogadro-Konstante. Das bedeutet, dass $ 12 \ text {u} $ genau gleich $ (12 \ text {g}) / (6.022 \ times 10 ^ {23}) $ und daher

$$ 1 \ text {u} = \ frac {1 \ text {g}} {6.022 \ mal 10 ^ {23}} = 1.661 \ mal 10 ^ {- 24 } \ text {g.} $$

Die IUPAC Gold Book bietet die ultimative Referenz zu Fragen der chemischen Terminologie.

relative Atommasse (Atomgewicht), $ A_ \ mathrm {r} $
Das Verhältnis der durchschnittlichen Masse des Atoms zur einheitlichen Atommasseneinheit.

Die relative Atommasse (durchschnittliche Atommasse, wie Sie sagen) ist die gewichtete Durchschnittsmasse aller Isotope eines Elements in einer bestimmten Probe, bezogen auf die einheitliche Atommasseneinheit, die als eins definiert ist Zwölftel der Masse eines Kohlenstoff-12-Atoms im Grundzustand.

relative Molekülmasse, $ M_ \ mathrm {r} $
Verhältnis der Masse eines Moleküls zur einheitlichen Atommasseneinheit. Wird manchmal als Molekulargewicht oder relative Molmasse bezeichnet.

Dies ist die Gesamtsumme der relativen Atommassen aller Atome in einem Molekül. Zum Beispiel hat $ \ ce {H2O} $ eine relative Molekülmasse von $ 1.008 + 1.008 + 15.999 = 18.015 $ .

Das Goldbuch hat keinen Eintrag für „Molmasse“, aber es ist ein häufig verwendeter Begriff.

Die Molmasse ist die Masse einer Substanz geteilt durch ihre Substanzmenge (allgemein als Molzahl bezeichnet). Es hat daher Einheiten von $ \ mathrm {Masse ~ (Menge ~ der ~ Substanz) ^ {- 1}} $ und wird üblicherweise in $ \ mathrm {g ~ mol ^ {- 1}} $ . Die relative Atom- oder Molekülmasse ist nur die Molmasse dieser Substanz geteilt durch $ \ mathrm {1 ~ g ~ mol ^ {- 1}} $ , um eine dimensionslose Masse zu erhalten Menge.

Nehmen wir zum Beispiel Sauerstoff ($ \ ce {O2} $). Beispiele sollen das Verständnis erleichtern.

Wir werden u, kg und g als Masseneinheiten verwenden. Die vollständige Form von u ist die Einheitliche Atommasseneinheit. Normalerweise verwenden die Leute auch Amu (Atommasseneinheit) oder Da (Dalton). kg ist Kilogramm und g ist Gramm. 1 u = Masse eines Nukleons (Proton / Neutron; die Bestandteile des Atomkerns). $ \ pu {1 u} = \ pu {1,66 \ mal 10 ^ {- 27} kg} $.

Atommasse:
Ein Sauerstoffmolekül besteht aus zwei Sauerstoffatomen. $ \ ce {O2} $ ist im Grunde $ \ ce {O = O} $ Atommasse ist die Masse eines Atoms.Die Masse eines Sauerstoffatoms beträgt $ \ pu {(15.9994 \ pm 0,0004) u} $ oder ungefähr $ \ pu {16 u} $.

Molekularmasse:
Masse eines Sauerstoffmoleküls, dh eines $ \ ce {O2} $ -Moleküls (der gesamten $ \ ce {O = O} $ -Einheit). Die Masse eines Sauerstoffmoleküls beträgt also $ 2 \ times \ pu {16 u} = \ pu {32 u} $.

Molmasse:
Die Masse von einem Mol Sauerstoff. 1 Mol Sauerstoff = $ \ mathrm {6.022 \ mal 10 ^ {23}} $ Anzahl der Sauerstoffmoleküle.

Versuchen wir zu berechnen und zu sehen, wie es geht.

1 Das Molekül von $ \ ce {O2} $ wiegt $ \ pu {32 u} = \ pu {32 \ mal 1,66 \ mal 10 ^ {- 27} kg} $

Ein Mol Sauerstoff $ \ mathrm {= 6,022 \ mal 10 ^ {23}} $ Sauerstoffmoleküle 1 Mol Sauerstoff wiegt also $ \ pu {32 \ mal 1,66 \ mal 10 ^ {- 27} \ mal 6,022 \ mal 10 ^ {23} kg} = \ pu {0.031988864 kg} = \ pu {31.988 g} = \ text {ungefähr} \ pu {32 g} $.

1 Mol Sauerstoff besteht aus einer großen Anzahl von Molekülen, daher haben wir zu gewechselt eine größere Einheit (von u bis g) für die Bequemlichkeit. Ich hoffe du bekommst jetzt die Unterschiede.