Jeg forstår ikke forskjellen mellom «molekylær masse» og «gjennomsnittlig atommasse». De virker som det samme for meg. Er det det gjennomsnittet atommasse er bare det vektede gjennomsnittet av «vektene» / massene til isotopene, mens molekylmassen er gjennomsnittet av «vekter» / massene av de gjennomsnittlige atommassene til hvert grunnstoff i molekylet.
Også , hva er forskjellen mellom molær masse og molekylær masse? Er det bare at molær masse uttrykkes i dalton og molekylær masse uttrykkes i g / mol?
Den vanskeligste delen om kjemi er å holde rede på hvilke mennesker som bruker hvilke termer, og hvilke termer er utdaterte. Er dette en av disse «åh, vi bruker dette begrepet nå,» type ting?
Kommentarer
- Kan du kanskje forklare hva som forvirrer deg . De ser ut til å være to forskjellige konsepter for meg.
- Relatert: Rask og enkel forklaring på molær masse, molekylvekt og atommasse og Masseenheter på atomskala
- @bon … jeg redigerte det opprinnelige spørsmålet mitt for å være mer tydelig. takk!
- @AstronAUT teknisk refererer molær masse til massen per mol (enheter g / mol), ikke massen til en mol (enheter g)
- @AstronAUT nr. distansen per time er 10 km / t, men distansen du løp på 1 time er 10 km.
Svar
Atomisk masse refererer til gjennomsnittsmassen til en atom. Dette har dimensjoner på masse , så du kan uttrykke dette i form av dalton, gram, kilo, pund (hvis du virkelig ønsket det) eller en hvilken som helst annen masseenhet. Uansett, som du sa, er dette et gjennomsnitt av massene til isotopene, vektet av deres relative overflod. Atommassen til $ \ ce {O} $ er for eksempel $ 15.9994 ~ \ mathrm {u} $ . $ \ mathrm {u} $ er en forkortelse for enhetlig atommasseenhet og 1 u tilsvarer $ 1,661 \ ganger 10 ^ {- 24} ~ \ mathrm {g} $ . Det er nøyaktig det samme som daltonet, men fra det jeg har sett, brukes begrepet dalton mer når vi diskuterer polymerer, biomolekyler eller massespektre.
Molekylær masse refererer til gjennomsnittsmassen til et molekyl. Igjen har dette dimensjoner på masse . Det er bare summen av atommassene av atomene i et molekyl. For eksempel er molekylmassen til $ \ ce {O2} $ $ 2 (15.9994 ~ \ mathrm {u}) = 31.9988 ~ \ mathrm {u} $ . Du trenger ikke å beregne den relative isotopiske overfloden eller noe for dette fordi det allerede er utregnet i atommassene du bruker.
Begrepet molær masse refererer til massen per mol stoff – navnet antyder dette. Dette stoffet kan være hva som helst – et element som $ \ ce {O} $ , eller et molekyl som $ \ ce {O2 } $ . Molmassen har enheter $ \ mathrm {g ~ mol ^ {- 1}} $ , men numerisk tilsvarer den de to ovenfor. Så molarmassen til $ \ ce {O} $ er $ 15.9994 ~ \ mathrm {g ~ mol ^ {- 1} } $ og molmassen til $ \ ce {O2} $ er $ 31,9988 ~ \ mathrm {g ~ mol ^ {- 1}} $ .
Noen ganger kan du komme over begrepene relativ atommasse ( $ A_ \ mathrm {r} $ ) eller relativ molekylmasse ( $ M_ \ mathrm {r} $ ). Disse er definert som forholdet til den gjennomsnittlige massen til en partikkel (et atom eller et molekyl) til en tolvtedel av massen til et karbon-12-atom. Ved definisjon har karbon-12-atomet en vekt på nøyaktig $ 12 ~ \ mathrm {u} $ . Dette er sannsynligvis tydeligere med et eksempel. La oss snakke om den relative atommassen til hydrogen, som har en atommasse på $ 1,008 ~ \ mathrm {u} $ : $$ A_ \ mathrm {r} (\ ce {H}) = \ frac {1.008 ~ \ mathrm {u}} {\ frac {1} {12} \ times 12 ~ \ mathrm {u}} = 1.008 $ $
Merk at dette er et masseforhold og som sådan er det dimensjonsløst (det er ingen enheter knyttet til det).Men per definisjon er nevneren alltid lik $ 1 ~ \ mathrm {u} $ så den relative atom / molekylmassen er alltid numerisk lik atom / molekylmassen – den eneste forskjellen er mangelen på enheter. For eksempel er den relative atommassen til $ \ ce {O} $ 15.9994. Den relative molekylmassen til $ \ ce {O2} $ er 31.9988.
Så til slutt er alt numerisk det samme – hvis du bruker de aktuelle enhetene – $ \ mathrm {u} $ og $ \ mathrm {g ~ mol ^ {- 1}} $ . Det er ingenting som hindrer deg i å bruke enheter fra $ \ mathrm {oz ~ mmol ^ {- 1}} $ , det vil bare ikke være numerisk ekvivalent lenger. Hvilken mengde du bruker (masse / molær masse / relativ masse) avhenger av hva du prøver å beregne – dimensjonsanalyse av ligningen din er veldig nyttig her.
Sammendrag:
- Atomisk / molekylær masse : masseenheter
- Molmasse : masseenheter per mengde
- Relativ atom- / molekylmasse : ingen enheter
Et lite (og uvesentlig) notat om definisjonen av $ \ text {u} $ . Den er definert av $ \ ce {^ {12} C} $ -atomet, som er definert til å ha en masse på nøyaktig $ 12 \ text {u} $ . Nå er føflekken også definert av $ \ ce {^ {12} C} $ atom: $ 12 \ text {g} $ av $ \ ce {^ {12} C} $ er definert til å inneholde nøyaktig $ 1 \ text {mol} $ av $ \ ce {^ {12} C} $ . Og vi vet at en føflekk $ \ ce {^ {12} C} $ inneholder $ 6,022 \ ganger 10 ^ {23} $ atomer – vi kaller dette tallet Avogadro-konstanten. Det betyr at $ 12 \ text {u} $ må være nøyaktig lik $ (12 \ text {g}) / (6.022 \ times 10 ^ {23}) $ , og derfor
$$ 1 \ text {u} = \ frac {1 \ text {g}} {6.022 \ times 10 ^ {23}} = 1.661 \ times 10 ^ {- 24 } \ text {g.} $$
Svar
IUPAC Gold Book gir den ultimate referansen i forhold til kjemisk terminologi.
relativ atommasse (atomvekt), $ A_ \ mathrm {r} $
Forholdet mellom atommets gjennomsnittlige masse og den enhetlige atommasseenheten.
Den relative atommassen (gjennomsnittlig atommasse som du uttrykker det) er den vektede gjennomsnittsmassen til alle isotoper av et element i en gitt prøve, i forhold til den enhetlige atommasseenheten, som er definert som en tolvte av massen av et karbon-12-atom i grunntilstand.
relativ molekylmasse, $ M_ \ mathrm {r} $
Forholdet mellom massen til et molekyl og den enhetlige atommasseenheten. Noen ganger kalt molekylvekt eller relativ molær masse.
Dette er summen av de relative atommassene til alle atomene i et molekyl. For eksempel har $ \ ce {H2O} $ en relativ molekylvekt på $ 1.008 + 1.008 + 15.999 = 18.015 $ .
Gullboken har ikke en oppføring for «molær masse», men det er et vanlig begrep.
Den molare massen er massen til et stoff delt på dets mengde stoff (ofte kalt antall mol). Den har derfor enheter på $ \ mathrm {masse ~ (mengde ~ av ~ substans) ^ {- 1}} $ og blir ofte uttrykt i $ \ mathrm {g ~ mol ^ {- 1}} $ . Den relative atom- eller molekylmassen er bare molarmassen til det stoffet delt på $ \ mathrm {1 ~ g ~ mol ^ {- 1}} $ for å gi et dimensjonsløst mengde.
Svar
La oss ta for eksempel oksygen ($ \ ce {O2} $). Eksempler skal gjøre det lettere å forstå.
Vi vil bruke u, kg og g som masseenhetene. Den fulle formen for u er den enhetlige atommasseenheten. Vanligvis bruker folk også amu (atommasseenhet) eller Da (Dalton). kg er kilogram og g er gram.
1 u = masse av ett nukleon (proton / nøytron; bestanddelene i atomkjernen). $ \ pu {1 u} = \ pu {1,66 \ ganger 10 ^ {- 27} kg} $.
Atommasse:
Et oksygenmolekyl består av to oksygenatomer. $ \ ce {O2} $ er i utgangspunktet $ \ ce {O = O} $ Atommasse er massen til ett atom.Massen til ett oksygenatom er $ \ pu {(15.9994 \ pm 0.0004) u} $ eller omtrent $ \ pu {16 u} $.
Molekylær masse:
Masse av et molekyl oksygen, dvs. av en $ \ ce {O2} $ molekyl (hele $ \ ce {O = O} $ enhet). Så massen av et oksygenmolekyl vil være $ 2 \ ganger \ pu {16 u} = \ pu {32 u} $.
Molmasse:
Massen til ett mol oksygen. 1 mol oksygen = $ \ mathrm {6.022 \ ganger 10 ^ {23}} $ antall oksygenmolekyler.
La oss prøve å beregne og se hvordan det går.
1 molekyl av $ \ ce {O2} $ veier $ \ pu {32 u} = \ pu {32 \ ganger 1,66 \ ganger 10 ^ {- 27} kg} $
Ett mol oksygen $ \ mathrm {= 6.022 \ ganger 10 ^ {23}} $ oksygenmolekyler Så 1 mol oksygen veier $ \ pu {32 \ ganger 1,66 \ ganger 10 ^ {- 27} \ ganger 6,022 \ ganger 10 ^ {23} kg} = \ pu {0,031988864 kg} = \ pu {31,988 g} = \ text {omtrent} \ pu {32 g} $.
1 mol oksygen består av et stort antall molekyler, derfor byttet vi til en større enhet (fra u til g) for enkelhets skyld. Jeg håper du får forskjellene nå.