3. Массовая доля элемента в веществе

Массовая доля химического элемента
в веществе
1. Понятие «массовая доля»
Представьте, что вам предстоит поровну разделить еще с четырьмя друзьями яблочный пирог. Вес
пирога - 500г. Кусок какой массы достанется каждому? Масса каждого куска будет равна 100 г. Долю
одного куска от всего пирога можно вычислить, разделив массу куска на массу всего пирога, т.е.
100/500 = 1/5 или 20% (Рис. 1).
Рис. 1. Массовая доля куска от всего пирога
Массовая доля части от целого – отношение массы части к массе целого. Массовая доля обозначается
буквой греческого алфавита («омега») – ω. Измеряется массовая доля в долях или %. Она принимает
значения от 0 до 1 или 0 до 100%.
Понятие «массовая доля» применимо и в химии. Используя знание о законе сохранения массы веществ,
участвующих в реакции, можно вычислять массовую долю химического элемента в веществе.
2. Расчеты, связанные с понятием «массовая доля элемента в
веществе»
ПРИМЕР 1. Магний массой 4,8 г вступает в реакцию соединения с кислородом. При этом образуется 8
г оксида магния (Таблица 1). Чему равна масса вступившего в реакцию кислорода?
Таблица 1.
Воспользуемся законом сохранения массы веществ. Масса вступившего в реакцию кислорода равна
разности масс оксида магния и магния, т.е. равна 3,2 г. Впишем это значение в таблицу 2.
Таблица 2.
3. Массовая доля элемента в веществе
Вычислим массовые доли магния и кислорода в продукте реакции – оксиде магния. В соответствии с
АМТ, атомы в ходе химической реакции не делятся и не изменяются. Значит, все атомы магния,
которые вступили в реакцию, вошли в состав оксида магния. То же произошло и с атомами кислорода.
Чтобы найти массовую долю магния (части) в оксиде магния (целом), надо массу магния (части)
разделить на массу оксида магния (целого). Итак:
ω(Mg/оксид магния) = 4,8 г/8 г = 0,6 или 60%
Массовую долю кислорода можно найти аналогично, или вычесть из 100% массовую долю магния
(Таблица 3).
ω(О/оксид магния) = 100% - 60% = 40%
Таблица 3.
Проверим, изменятся ли массовые доли элементов в оксиде магния, если в реакцию вступит 24 г
магния, а получится 40 г оксида мания. По закону сохранения массы веществ масса кислорода,
вступившего в реакцию будет равна16 г. Массовая доля магния – 24г/40г=0,6 или 60%, а массовая доля
кислорода тогда равна 40% (Таблица 4).
Таблица 4.
Таким образом, массовая доля химического элемента в веществе – это отношение массы атомов
данного элемента, входящих в состав вещества, к массе всего вещества. Массовая доля не зависит от
массы вещества!
Относительная атомная масса
химических элементов
1. Модель Дж. Дальтона
В начале 19 в. (спустя 150 лет после работ Роберта Бойля) английский ученый Джон Дальтон
предложил способ определения массы атомов химических элементов. Рассмотрим суть этого метода.
Дальтон предложил модель, в соответствии с которой в молекулу сложного вещества входит только по
одному атому различных химических элементов. Например, он считал, что молекула воды состоит из 1
атома водорода и 1 атома кислорода. В состав простых веществ по Дальтону тоже входит только один
атом химического элемента. Т.е. молекула кислорода должна состоять из одного атома кислорода.
И тогда, зная массовые доли элементов в веществе, легко определить во сколько раз масса атома
одного элемента отличается от массы атома другого элемента. Таким образом, Дальтон считал, что
массовая доля элемента в веществе определяется массой его атома.
Известно, что массовая доля магния в оксиде магния равна 60%, а массовая доля кислорода – 40%. Идя
по пути рассуждений Дальтона, можно сказать, что масса атома магния больше массы атома кислорода
в 1,5 раза (60/40=1,5):
Ученый заметил, что масса атома водорода самая маленькая, т.к. нет сложного вещества, в котором бы
массовая доля водорода была бы больше массовой доли другого элемента. Поэтому он предложил
массы атомов элементов сравнивать с массой атома водорода. И таким путем вычислил первые
значения относительных (относительно атома водорода) атомных масс химических элементов.
Атомная масса водорода была принята за единицу. А значение относительной массы серы получилось
равным 17. Но все полученные значения были либо приблизительными, либо неверными, т.к. техника
эксперимента того времени была далека от совершенства и установка Дальтона о составе вещества
была неверной.
2. Исследование Й.Я. Берцелиуса
В 1807 – 1817 гг. шведский химик Йёнс Якоб Берцелиус провел огромное исследование по уточнению
относительных атомных масс элементов. Ему удалось получить результаты, близкие к современным.
3. Относительная атомная масса
Значительно позже работ Берцелиуса массы атомов химических элементов стали сравнивать с 1/12
массы атома углерода (Рис. 2).
Рис. 1. Модель расчета относительной атомной массы химического элемента
Относительная атомная масса химического элемента показывает, во сколько раз масса атома
химического элемента больше 1/12 массы атома углерода.
Относительная атомная масс обозначается Аr, она не имеет единиц измерения, так как показывает
отношение масс атомов.
Например: Аr(S) = 32, т.е. атом серы в 32 раза тяжелее 1/12 массы атома углерода.
4. Атомная единица массы
Абсолютная масса 1/12 атома углерода является эталонной единицей, значение которой вычислено с
высокой точностью и составляет 1,66 *10-24г или 1,66 *10-27кг. Эта эталонная масса называется атомной
единицей массы (а.е.м.).
Значения относительных атомных масс химических элементов запоминать не надо, они приведены в
любом учебнике или справочнике по химии, а также в периодической таблице Д.И. Менделеева.
Знак химического элемента Аr
H
1
C
12
N
14
O
16
Mg
24
Na
23
Al
27
P
31
S
32
Cu
64
При расчетах значения относительных атомных масс принято округлять до целых.
Исключение составляет относительная атомная масса хлора – для хлора используют значение 35,5.
Закон Авогадро. Состав молекул
1. Особенности строения веществ в различных агрегатных состояниях
В твердых телах, по сравнению с жидкостями и тем более газами, частицы вещества находятся в
тесной взаимосвязи, на небольших расстояниях. В газообразных же веществах расстояния между
молекулами настолько велики, что практически исключает взаимодействие между ними.
Рис. 1. Модели строения вещества в разных агрегатных состояниях
При отсутствии взаимодействия между молекулами их индивидуальность не проявляется. Значит,
можно считать, что между молекулами в любых газах расстояния одинаковые. Но при условии, что эти
газы находятся в одинаковых условиях – при одинаковых давлении и температуре.
2. Предположение Авогадро
Раз расстояния между молекулами газов равны, значит, равные объемы газов содержат равное число
молекул. Такое предположение высказал в 1811 г. итальянский ученый Амедео Авогадро.
Впоследствии его предположение было доказано и названо законом Авогадро.
3. Модели молекул некоторых газообразных веществ
Свою гипотезу Авогадро использовал для объяснения результатов опытов с газообразными
веществами. В процессе рассуждений он смог сделать важные выводы о составе молекул некоторых
веществ.
Рассмотрим результаты экспериментов, на основании которых Авогадро смог смоделировать молекулы
некоторых веществ.
Вы уже знаете, что при пропускании через воду электрического тока, вода разлагается на два
газообразных вещества - водород и кислород.
Опыт по разложению воды проведем в электролизере. При пропускании электрического тока через
воду на электродах начнут выделяться газы, которые вытеснят воду из пробирок. Газы получатся
чистыми, потому что воздуха в пробирках, заполненных водой, нет. Причем объем выделившегося
водорода будет в 2 раза больше, чем объем выделившегося кислорода.
Какой вывод сделал из этого Авогадро? Если объем водорода в два раза больше объема кислорода,
значит, молекул водорода образовалось тоже в 2 раза больше. Следовательно, в молекуле воды на два
атома водорода приходится один атом кислорода.
Рассмотрим результаты других опытов, которые позволяют сделать предположение о строении
молекул веществ. Известно, что при разложении 2 л аммиака образуется 1 л азота и 3 л водорода (Рис.
2).
Рис. 2. Соотношение объемов газов, участвующих в реакции
Отсюда можно сделать вывод, что в молекуле аммиака на один атом азота приходится три атома
водорода. Но почему тогда для реакции потребовалось не 1л аммиака, а 2л?
Если воспользоваться моделями молекул водорода и аммиака, которые предложил Д. Дальтон, то
получил результат, противоречащий эксперименту, т.к. из 1 атома азота и трех атомов водорода
получится только 1 молекула аммиака. Таким образом, по закону Авогадро объем разложившегося
аммиака в этом случае будет равен 1 л.
Рис. 3. Объяснение результатов эксперимента с позиций теории Д. Дальтона
Если же предположить, что каждая молекула водорода и азота состоит из двух атомов, то у модели не
будет противоречия с экспериментальным результатом. В этом случае одна молекула азота и три
молекулы водорода образуются из двух молекул аммиака.
Рис. 4. Модель реакции разложения аммиака
Рассмотрим результаты еще одного опыта. Известно, что при взаимодействии 1 л кислорода с 2 л
водорода образовалось 2 л паров воды (т.к. реакцию проводят при температуре больше 100 С). Какой
вывод можно сделать о составе молекул кислорода, водорода и воды?Такое соотношение можно
объяснить, если предположить, что молекулы водорода и кислорода состоят из двух атомов:
Рис. 5. Модель реакции между водородом и кислородом
Из двух молекул водорода и 1 молекулы кислорода образуется 2 молекулы воды.