Non capisco la differenza tra “massa molecolare” e “massa atomica media”. Mi sembrano la stessa cosa. È quella media la massa atomica è solo la media ponderata dei “pesi” / masse degli isotopi mentre la massa molecolare è la media dei “pesi” / masse delle masse atomiche medie di ciascun elemento nella molecola.
Inoltre , qual è la differenza tra massa molare e massa molecolare? È solo che la massa molare è espressa in Dalton e la massa molecolare è espressa in g / mol?
La parte più difficile della chimica è tenere traccia di quali persone usano quali termini e quali termini sono obsoleti. È uno di questi “oh, usiamo questo termine adesso”, tipo di cose?
Commenti
- Potresti forse spiegare cosa ti confonde . Mi sembrano due concetti diversi.
- Correlati: Spiegazione rapida e semplice di massa molare, massa molecolare e massa atomica e Unità di massa su scala atomica
- @bon … ho modificato la mia domanda originale per essere più chiaro. grazie!
- @AstronAUT tecnicamente, la massa molare si riferisce alla massa per mole (unità g / mol), non la massa di una mole (unità g)
- @AstronAUT no. la tua distanza oraria è 10 km / h, ma la distanza percorsa in 1 ora è 10 km.
Risposta
Atomic mass si riferisce alla massa media di un atomo. Questo ha dimensioni di massa , quindi puoi esprimerlo in termini di dalton, grammi, chilogrammi, libbre (se lo desideri) o qualsiasi altra unità di massa. Comunque, come hai detto, questa è una media delle masse degli isotopi, pesata dalla loro abbondanza relativa. Ad esempio, la massa atomica di $ \ ce {O} $ è $ 15,9994 ~ \ mathrm {u} $ . $ \ mathrm {u} $ è labbreviazione di unità di massa atomica unificata e 1 u è equivalente a $ 1,661 \ times 10 ^ {- 24} ~ \ mathrm {g} $ . È esattamente lo stesso del dalton, ma da quello che ho visto, il termine dalton è usato di più quando si parla di polimeri, biomolecole o spettri di massa.
Molecular mass si riferisce alla massa media di una molecola. Anche in questo caso, questa ha dimensioni di massa . È solo la somma delle masse atomiche degli atomi in una molecola. Ad esempio, la massa molecolare di $ \ ce {O2} $ è $ 2 (15.9994 ~ \ mathrm {u}) = 31.9988 ~ \ mathrm {u} $ . Non è necessario calcolare labbondanza isotopica relativa o altro perché è già considerata nelle masse atomiche che stai utilizzando.
Il termine massa molare si riferisce alla massa per mole di sostanza – il nome implica questo. Questa sostanza può essere qualsiasi cosa: un elemento come $ \ ce {O} $ o una molecola come $ \ ce {O2 } $ . La massa molare ha unità di $ \ mathrm {g ~ mol ^ {- 1}} $ , ma numericamente è equivalente ai due precedenti. Quindi la massa molare di $ \ ce {O} $ è $ 15,9994 ~ \ mathrm {g ~ mol ^ {- 1} } $ e la massa molare di $ \ ce {O2} $ è $ 31,9988 ~ \ mathrm {g ~ mol ^ {- 1}} $ .
A volte potresti imbatterti nei termini massa atomica relativa ( $ A_ \ mathrm {r} $ ) o massa molecolare relativa ( $ M_ \ mathrm {r} $ ). Questi sono definiti come il rapporto tra la massa media di una particella (un atomo o una molecola) e un dodicesimo della massa di un atomo di carbonio-12. Secondo la definizione , latomo di carbonio-12 ha un peso esattamente di $ 12 ~ \ mathrm {u} $ . Questo è probabilmente più chiaro con un esempio. Parliamo della massa atomica relativa dellidrogeno, che ha una massa atomica di $ 1,008 ~ \ mathrm {u} $ : $$ A_ \ mathrm {r} (\ ce {H}) = \ frac {1.008 ~ \ mathrm {u}} {\ frac {1} {12} \ times 12 ~ \ mathrm {u}} = 1.008 $ $
Nota che questo è un rapporto di masse e come tale è adimensionale (non ha unità ad esso associate).Ma, per definizione, il denominatore è sempre uguale a $ 1 ~ \ mathrm {u} $ quindi la massa atomica / molecolare relativa è sempre numericamente uguale alla massa atomica / molecolare – lunica differenza è la mancanza di unità. Ad esempio, la massa atomica relativa di $ \ ce {O} $ è 15,9994. La massa molecolare relativa di $ \ ce {O2} $ è 31,9988.
Quindi, alla fine, tutto è numericamente lo stesso, se usi le unità appropriate – $ \ mathrm {u} $ e $ \ mathrm {g ~ mol ^ {- 1}} $ . Non cè niente che ti impedisca di usare unità di $ \ mathrm {oz ~ mmol ^ {- 1}} $ , semplicemente non sarà più numericamente equivalente. La quantità che usi (massa / massa molare / massa relativa) dipende da ciò che stai cercando di calcolare: lanalisi dimensionale dellequazione è molto utile qui.
Riepilogo:
- Massa atomica / molecolare : unità di massa
- Massa molare : unità di massa per quantità
- Massa atomica / molecolare relativa : nessuna unità
Una piccola (e non essenziale) nota sulla definizione di $ \ text {u} $ . È definito dallatomo $ \ ce {^ {12} C} $ , che è definito per avere una massa esattamente di $ 12 \ text {u} $ . Ora la talpa è definita anche da $ \ ce {^ {12} C} $ atom: $ 12 \ text {g} $ di $ \ ce {^ {12} C} $ è definito per contenere esattamente $ 1 \ text {mol} $ di $ \ ce {^ {12} C} $ . E sappiamo che una mole di $ \ ce {^ {12} C} $ contiene $ 6,022 \ times 10 ^ {23} $ atomi: questo numero viene chiamato costante di Avogadro. Ciò significa che $ 12 \ text {u} $ deve essere esattamente uguale a $ (12 \ text {g}) / (6.022 \ times 10 ^ {23}) $ , e quindi
$$ 1 \ text {u} = \ frac {1 \ text {g}} {6.022 \ times 10 ^ {23}} = 1.661 \ times 10 ^ {- 24 } \ text {g.} $$
Risposta
Il IUPAC Gold Book fornisce lultimo riferimento su questioni di terminologia chimica.
massa atomica relativa (peso atomico), $ A_ \ mathrm {r} $
Il rapporto tra la massa media dellatomo e lunità di massa atomica unificata.
La massa atomica relativa (massa atomica media come la metti tu) è la massa media ponderata di tutti gli isotopi di un elemento in un dato campione, relativa allunità di massa atomica unificata, che è definita come una dodicesimo della massa di un atomo di carbonio-12 nel suo stato fondamentale.
massa molecolare relativa, $ M_ \ mathrm {r} $
Rapporto tra la massa di una molecola e lunità di massa atomica unificata. A volte viene chiamato peso molecolare o massa molare relativa.
Questa è la somma totale delle masse atomiche relative di tutti gli atomi in una molecola. Ad esempio, $ \ ce {H2O} $ ha una massa molecolare relativa di $ 1.008 + 1.008 + 15.999 = 18.015 $ .
Il Libro dOro non ha una voce per “massa molare” ma è un termine comunemente usato.
La massa molare è la massa di una sostanza divisa per la sua quantità di sostanza (comunemente chiamata numero di moli). Ha quindi unità di $ \ mathrm {massa ~ (quantità ~ di ~ sostanza) ^ {- 1}} $ ed è comunemente espresso in $ \ mathrm {g ~ mol ^ {- 1}} $ . La massa atomica o molecolare relativa è solo la massa molare di quella sostanza divisa per $ \ mathrm {1 ~ g ~ mol ^ {- 1}} $ per produrre un adimensionale quantità.
Risposta
Prendiamo ad esempio lossigeno ($ \ ce {O2} $). Gli esempi renderanno più facile la comprensione.
Useremo u, kg e g come unità di massa. La forma completa di u è lunità di massa atomica unificata. Comunemente le persone usano anche amu (unità di massa atomica) o Da (Dalton). kg è chilogrammo eg è grammo.
1 u = massa di un nucleone (protone / neutrone; i costituenti del nucleo atomico). $ \ pu {1 u} = \ pu {1,66 \ times 10 ^ {- 27} kg} $.
Massa atomica:
Una molecola di ossigeno è costituita da due atomi di ossigeno. $ \ ce {O2} $ è fondamentalmente $ \ ce {O = O} $ La massa atomica è la massa di un atomo.La massa di un atomo di ossigeno è $ \ pu {(15.9994 \ pm 0.0004) u} $ o approssimativamente $ \ pu {16 u} $.
Massa molecolare:
Massa di una molecola di ossigeno, cioè di una $ \ ce {O2} $ molecola (lintera entità $ \ ce {O = O} $). Quindi la massa di una molecola di ossigeno sarà $ 2 \ times \ pu {16 u} = \ pu {32 u} $.
Massa molare:
La massa di una mole di ossigeno. 1 mole di ossigeno = $ \ mathrm {6.022 \ times 10 ^ {23}} $ numero di molecole di ossigeno.
Proviamo a calcolare e vedere come va.
1 molecola di $ \ ce {O2} $ pesa $ \ pu {32 u} = \ pu {32 \ volte 1,66 \ volte 10 ^ {- 27} kg} $
Una mole di ossigeno $ \ mathrm {= 6.022 \ times 10 ^ {23}} $ di molecole di ossigeno Quindi 1 mole di ossigeno pesa $ \ pu {32 \ times 1.66 \ times 10 ^ {- 27} \ times 6.022 \ times 10 ^ {23} kg} = \ pu {0,031988864 kg} = \ pu {31,988 g} = \ text {circa} \ pu {32 g} $.
1 mole di ossigeno è costituita da un gran numero di molecole, quindi siamo passati a ununità più grande (da ue g) per comodità. Spero che tu capisca le differenze ora.