Молекуларна тежина: основни принципи дефиниције
Молекуларна маса је један од основних појмова у модерној хемији. Његово увођење омогућено је након научне потврде Авогадрове тврдње да се многе супстанце састоје од ситних честица - молекула, од којих се сваки, пак, састоји од атома. Ова наука дугује ову пресуду италијанском хемичару Амадео Авогадро, који је знанствено поткријепљен молекуларна структура супстанце и хемија су дале многе важне концепте и законе.
Јединице масе елемената
У почетку, атом водоника је узет као најлакши елемент у Универзуму као основна јединица атомске и молекуларне тежине. Али већина атомских маса је израчуната на основу њихових једињења кисеоника, па је одлучено да се изабере нови стандард за одређивање атомских маса. Претпостављено је да је атомска маса кисеоника 15, атомска маса најлакше супстанце на Земљи, водоник, била је 1. 1961. године, систем кисеоника за одређивање тежине је био уобичајен, али је створио одређене неугодности.
Године 1961. усвојена је нова скала. релативне атомске масе Референца за коју је био изотоп угљеника 12 Ц. Јединица атомске масе (скраћено Аму) је 1/12 масе овог стандарда. Тренутно, атомска маса је маса атома, која треба да се изрази у аму.
Маса молекула
Маса молекула било које супстанце је једнака збиру маса свих атома који формирају дати молекул. Најмања молекуларна тежина гаса је у водонику, њено једињење је записано као Х2 и има вредност близу два. Молекул воде се састоји од атома кисеоника и два атома водоника. То значи да је његова молекулска тежина 15.994 + 2 * 1.0079 = 18.0152 аму. Највеће молекулске масе имају комплексна органска једињења - протеине и аминокиселине. Молекуларна маса протеинске структурне јединице креће се од 600 до 10 6 и више, у зависности од броја пептидних ланаца у овој макромолекуларној структури. 
Мотх
Истовремено са стандардним јединицама масе и запремине, у хемији се користи веома специјална системска јединица, кртица.
Кртица је количина супстанце која садржи толико структуралних јединица (јона, атома, молекула, електрона), толико је садржано у 12 грама изотопа 12 Ц.
Када се примјењује мјера количине твари, потребно је назначити које структурне јединице су намијењене. Као што следи из појма "кртица", у сваком појединачном случају треба тачно да се наведе на које се структурне јединице помињу - на пример, мол Х + јона, мол Х 2 молекула, и тако даље.
Моларна и молекулска тежина
Маса супстанце у 1 молу се мери у г / мол и зове се моларна маса. Однос између молекуларне и моларне масе може се написати као једначба.
ν = к × м / М, где је к коефицијент пропорционалности.
Лако је рећи да ће за сваки омјер коефицијент пропорционалности бити једнак једном. Заиста, изотоп угљеника има релативну молекуларну масу од 12 АУ.м, и, по дефиницији, моларна маса ове супстанце је 12 г / мол. Однос молекулске масе према моларној је 1. Према томе можемо закључити да моларна и молекуларна тежина имају исте нумеричке вредности.
Гас волуме
Као што знате, све супстанце око нас могу бити у чврстом, течном или гасовитом агрегатном стању. За чврсте материје, најчешћа основна мера је маса, за чврсте материје и течности, запремина. То је због чињенице да чврсте материје задржавају свој облик и коначне димензије, а течне и гасовите материје немају коначне димензије. Карактеристика сваког гаса је да је растојање између његових структурних јединица - молекула, атома, јона - много пута веће од истих растојања у течностима или чврстим материјама. На пример, један мол воде у нормалним условима заузима волумен од 18 мл - приближно исте величине се уклапа у једну кашику. Волумен једног мола фине кристалне соли је 58,5 мл, а запремина од 1 мол шећера је 20 пута више мол воде. Потребно је више простора за гасове. Један мол азота у нормалним условима заузима запремину од 1.240 пута више од једног мола воде. 
Тако се запремине гасовитих супстанци значајно разликују од запремине течног и чврстог материјала. То је због разлике у растојању између молекула супстанци у различитим агрегатним стањима.
Нормални услови
Стање било ког гаса у великој мери зависи од температуре и притиска. На пример, азот на температури од 20 ° Ц заузима запремину од 24 литре, а на 100 ° Ц при истом притиску - 30,6 литара. Хемичари су узели у обзир ову зависност, па је одлучено да се све операције и мерења са гасовитим супстанцама сведу на нормалне услове. Широм света, параметри нормалних услова су исти. За гасовите хемикалије то су:
- Температура на 0 ° Ц.
- Притисак од 101,3 кПа.
За нормалне услове је прихваћена посебна скраћеница - н. Понекад ова ознака није написана у задацима, онда треба пажљиво поново прочитати услове проблема и довести параметре гаса у нормалне услове.
Израчунајте запремину од 1 мол гаса
Као пример, лако је израчунати један мол било ког гаса, на пример азота. Да бисте то урадили, прво морате да пронађете вредност њене релативне молекуларне тежине:
М р (Н 2 ) = 2 × 14 = 28.
Пошто је релативна молекулска маса супстанце нумерички једнака моларној, тада М (Н2) = 28 г / мол.
Експериментално је утврђено да у нормалним условима густина азота износи 1,25 г / л.
Ову вредност замењујемо стандардном формулом познатом из школског курса физике, где:
- В је запремина гаса;
- м је маса гаса;
- ρ је густина гаса.
Добијамо моларну запремину азота у нормалним условима
В (Н2) = 25 г / мол: 1,25 г / литра = 22,4 л / мол.
Показало се да један мол азота траје 22,4 литара.
Ако такву операцију изводите са свим постојећим гасовитим супстанцама, можете доћи до изненађујућег закључка: запремина било којег гаса у нормалним условима је 22,4 литара. Без обзира на то који је гас укључен, каква је његова структура и физичко-хемијске карактеристике, један мол овог гаса заузимаће запремину од 22,4 литара.
Моларна запремина гаса је једна од најважнијих константи у хемији. Ова константа вам омогућава да решите многе хемијске проблеме повезане са мерењем особина гасова у нормалним условима.
Резултати
Молекуларна тежина гасовитих супстанци је важна за одређивање количине супстанце. И ако истраживач зна количину супстанце гаса, он може да одреди масу или запремину таквог гаса. За исти део гасне материје истовремено се испуњавају услови:
ν = м / М ν = В / В м.
Ако уклонимо константу ν, можемо изједначити ова два израза:
м / М = В / В м.
Тако се може израчунати маса једног дела супстанце и њен волумен, а такође постаје позната молекуларна тежина испитиване супстанце. Користећи ову формулу, лако се може израчунати однос волумен-маса. Када се ова формула доведе у форму М = м В м / В, биће позната моларна маса жељеног једињења. Да би се израчунала ова вриједност, довољно је знати масу и волумен испитног плина.
Треба имати на уму да је стриктна подударност стварне молекуларне масе супстанце с оном коју је пронашла формула немогућа. Сваки гас садржи масу нечистоћа и адитива који праве одређене промене у његовој структури и утичу на одређивање њене масе. Али ове флуктуације праве промене у трећој или четвртој цифри после децималне тачке у пронађеном резултату. Дакле, за школске проблеме и експерименте, пронађени резултати су прилично вјеродостојни.