Каждое вещество не является чем-то сплошным, оно состоит из маленьких частиц, представляющих собой молекулы. Молекулы из атомов. Отсюда можно сделать выводы, что определяемая масса вещества может охарактеризовать молекулы и атомы входящих элементов. В свое время Ломоносов большую часть работ посветил данной теме. Однако, многих любопытных естественников всегда интересовал вопрос: «В каких единицах выражается масса молекулы, масса атома?»

Но, для начала, окунемся немного в историю

В прошлом в расчетах за единицу массы атома всегда брали массу водорода (Н). И, исходя из этого, производили все необходимые расчеты. Однако, большинство соединений присутствуют в природе в виде кислородных соединений, поэтому массу атома элемента рассчитывали по отношению к кислороду (О). Что довольно неудобно, так как приходилось в расчётах постоянно учитывать соотношение О:Н, равное 16:1. К тому же, исследования показали неточность в соотношении, оно на самом деле было равно 15,88:1 или 16:1,008. Такие изменения послужили причиной для пересчета массы атомов для многих элементов. Было принято решение оставить для О значение массы 16, а для Н - 1,008. Дальнейшее развитие науки привело к раскрытию природы самого кислорода. Выяснилось, что молекула кислорода имеет несколько изотопов с массами 18, 16, 17. Для физики не приемлемо использование единицы, имеющей Таким образом, были сформированы две шкалы атомных весов: в химии и физике. Только в 1961 году ученые пришли к выводу, что необходимо создать единую шкалу, которая используется и в наши дни под названием "углеродная единица". В результате, относительная элемента представляет собой массу атома в углеродных единицах.

Способы расчета

Любого вещества состоит из масс атомов, которые образуют данную молекулу. Отсюда следует вывод, что масса молекулы должна выражаться в углеродных единицах, так же, как и масса атома, т.е. относительная атомная масса определяется с учетом относительной Как известно, с помощью можно определить число атомов в молекуле. Зная число атомов и массу молекулы, можно рассчитать атомную массу. Существует еще несколько способов ее определения. В 1858 году Канниццаро предложил метод, по которому относительная атомная масса определяется у тех элементов, которые способны образовывать газообразные соединения. Однако такой способностью не обладают металлы. Поэтому для определения их атомной массы был выбран метод, использующий зависимость атомной массы и теплоемкости соответствующего вещества. Но все рассмотренные способы дают только приближенные значения атомных масс.

Как была рассчитана точная масса атомов элемента?

Как показали научные исследования, из этих приближенных значений можно определить точное. Для этого только требуется сравнить данное значение с эквивалентом. Эквивалент элемента равен отношению относительной атомной массы элемента к его валентности в соединении. Из этого соотношения была определена верная относительная атомная масса каждого элемента.

Атомы имеют очень маленький размер и очень маленькую массу. Если выражать массу атома какого-нибудь химического элемента в граммах, то это будет число перед которым находится более двадцати нулей после запятой. Поэтому измерять массу атомов в граммах неудобно.

Однако, если принять какую-либо очень малую массу за единицу, то все остальные малые массы можно выражать как отношение к этой единицы. В качестве единицы измерения массы атома была выбрана 1/12 часть массы атома углерода.

1/12 часть массы атома углерода называют атомной единицей массы (а. е. м.).

Относительной атомной массой является величина, равная отношению реальной массы атома конкретного химического элемента к 1/12 реальной массы атома углерода. Это безразмерная величина, так как делятся две массы.

A r = m ат. / (1/12)m угл.

Однако абсолютная атомная масса равна относительной по значению и имеет единицу измерения а.е.м.

То есть относительная атомная масса показывает, во сколько раз масса конкретного атома больше 1/12 атома углерода. Если у атома A r = 12, значит его масса в 12 раз больше 1/12 массы атома углерода, или, другими словами, в нем 12 атомных единиц массы. Такое может быть только у самого углерода (C). У атома водорода (H) A r = 1. Это значит, что его масса равна массе 1/12 части от массы атома углерода. У кислорода (O) относительная атомная масса равна 16 а.е.м. Это значит, что атом кислорода в 16 раз массивнее 1/12 атома углерода, в нем 16 атомных единиц массы.

Самый легкий элемент - это водород. Его масса примерно равна 1 а.е.м. У самых тяжелых атомов масса приближается к 300 а.е.м.

Обычно для каждого химического элемента его значение абсолютной массы атомов, выраженных через а. е. м. округляют.

Значение атомных единиц массы записаны в таблице Менделеева.

Для молекул используется понятие относительной молекулярной массы (M r) . Относительная молекулярная масса показывает, во сколько раз масса молекулы больше 1/12 массы атома углерода. Но поскольку масса молекулы равна сумме масс составляющих ее атомов, то относительную молекулярную массу можно найти, просто сложив относительные массы этих атомом. Например, в молекулу воды (H 2 O) входят два атома водорода с A r = 1 и один атом кислорода с A r = 16. Следовательно, Mr(Н 2 O) = 18.

Ряд веществ имеет немолекулярное строение, например металлы. В таком случае их относительную молекулярную массу считают равной их относительной атомной массе.

В химии важным является величина, которая называется массовая доля химического элемента в молекуле или веществе. Она показывает, какая часть относительной молекулярной массы приходится на данный элемент. Например, в воде на водород приходится 2 доли (так как два атома), а на кислород 16. То есть, если смешать водород массой 1 кг и кислород массой 8 кг, то они прореагируют без остатка. Массовая доля водорода равна 2/18 = 1/9, а массовая доля кислорода 16/18 = 8/9.

Каждый атом обладает определенной массой, значение которой чрезвычайно мало (от 1·10 -24 до 1·10 -22 г.). Пользоваться такими значениями в химических расчетах очень неудобно, поэтому на практике вместо абсолютных масс атомов используются относительные атомные массы (называть эту величину просто, атомная масса — не верно) и обозначаются символом Ar. Относительные атомные массы являются некоторым соотношением между абсолютными массами различных атомов.

Относительная атомная масса элемента — это число, показывающее, во сколько раз масса одного атома данного элемента больше 1/12 части массы атома изотопа углерода-12 (12 С).

Например, округленные значения относительной атомной массы кислорода и фтора составляют 16,00 и 19,00. Отсюда следует, что значения абсолютной атомной массы для одного атома кислорода больше в 16 раз, а значение той же величины для одного атома фтора больше в 19 раз, чем значение 1/12 части абсолютной атомной массы атома 12 С, а массы атомов O и F относятся между собой как 16: 19.

Относительные атомные массы элементов указаны в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева. В электронной таблице представленной ниже, вы можете получить данные об относительной атомной массе всех элементов Периодической системы.

Для большинства элементов в Периодической системе указаны среднеарифметические значения относительных атомных масс для природной смеси изотопов этих элементов (изотопно-смешанные элементы). Углерод также встречается в природе в виде двух изотопов 12 С (98,90%) и 13 С (1,10%); этой природной смеси отвечает значение относительной атомной массы 12,0000·0,9890 + 13,0034·0,0110 = 12,011 а.е.м. Природный фтор состоит только из одного изотопа — изотопно чистый элемент, его относительная атомная масса определена достаточно точно 18.9984032 а.е.м.

Ранее за точку отсчета относительных атомных масс принимался кислород (масса 1/16 части атома кислорода называлась кислородной единицей), причем в физике использовался чистый изотоп 16 O (относительная атомная масса 16,0000 а.е.м.), а в химии — природная смесь изотопов с тем же значением относительной атомной массы. Таким образом, в старой физической литературе относительные массы элементов соответствовали физической шкале с кислородной единицей, масса которой равна 1,65976·10 -24 г, а в старой химической литературе — химической шкале с кислородной единицей, масса которой 1,66022·10 -24 г. С целью унификации в 1959-1961 г. Международные союзы теоретической и прикладной физики и теориетической и прикладной химии утвердили новую шкалу, основанную на относительной атомной массе 12С для которого значение относительной атомной массы установлено равным 12,0000 (точно). По современной шкале атомной единицей массы (а.е.м.) является унифицированная углеродная единица, равная 1,660538782(83)·10 -27 кг (по данным 2006 г). Значения относительных атомных масс элементов определяют как частное от деления значения абсолютной атомной массы атома данного элемента к 1/12 части абсолютной массы атома изотопа 12 С.

Пример. Масса атома фтора 3,15481·10 -23 г, следовательно, относительная атомная масса фтора Ar(F) = 3,15481·10 -23 г / 1,660538782(83)·10 -24 г = 18,9984 а.е.м.

Атомная единица массы — фундаментальная физико-химическая постоянная, значение которой будет уточняться по мере развития техники измерения. Официально рекомендованными являются англоязычные термины atomic mass unit (a.m.u.) или unified atomic mass unit (u.a.m.u.).

Международный союз теоретической и прикладной химии — ИЮПАК (International Union of Pure and Applied Chemistry) — IUPAC, каждые два года публикует сводку уточненных значений Ar для всех химических элементов. В последние десятиления появились две тенденции: для изотопно-чистых элементов значения Ar определяются все более точно за счет повышения чувствительности измерительных приборов, а для изотопно-смешанных элементов точность определения Ar снижается из-за различия изотопного состава в пробах разного происхождения. Комиссия ИЮПАК по химическому образованию рекомендует использовать для учебных целей значения Ar, содержащие не менее четырех значащих цифр.

Значения относительной атомной массы известны и для каждого изотопа любого элемента (т.е. для каждого нуклида). Значения Ar для изотопа водорода 1 H (протий) и 2 H (дейтерий) равны 1,0078 и 2,0141, для изотопов 16 O, 17 O и 18 O — соответственно 15,9949; 16,9991 и 17,9992; для изотопа 27 Al = 26,9815. Целое число, которое указано в левом верхнем индексе у символа элемента (12 С), есть фактически округленное значение его относительной атомной массы. Оно называется массовым числом изотопа и равно сумме нуклонов (протонов и нейтронов) в ядре атома этого изотопа.

Из вышесказанного следует, что масса (точнее масса покоя) одного нуклона в атомных единицах массы равна примерно единице; точные значения: mp = 1.007276 а.е.м. для протона, и mn = 1.008665 а.е.м. для нейтрона. Отсюда ясен выбор шкалы для относительных масс элементов; простейший атом водорода (один протон в ядре) должен иметь единичное значение Ar, приблизительно равное массе протона (точное значение 1,00794 а.е.м.).
Коэффициентом пропорциональности между единицей массы — граммом и единицей относительной атомной массы является число Авогадро равно N A = 6.02214082(11)·10 23 моль -1 .

Атомно-молекулярное учение определяет атом, как мельчайшую химически неделимую частицу. А если это частица, то она должна иметь массу, которая очень мала. Современные методы исследования позволяют с большой точностью определять эту величину.

Пример: m(H) = 1,674· 10 -27 кг

m(O) = 2,667 · 10 -26 кг Абсолютные массы

m (C) = 1,993 · 10 -26 кг

Представленные величины очень неудобны для проведения вычислений. Поэтому в химии чаще используют не абсолютные, а относительные атомные массы. Относительная атомная масса (Аr) представляет собой отношение абсолютной массы атома к 1/12 массы атома углерода. С помощью формулы - это можно записать так

1/12m(c) является величиной сравнения и называется 1 а.е.м.

1а.е.м. = 1/12· 1,993 · 10 -26 кг = 1,661 · 10-27 кг

Посчитаем Аr для некоторых элементов.

Аr(О) = = = 15,99 ~ 16

Аr(H) = = = 1,0079 ~ 1

Сравнивая относительные атомные массы кислорода и водорода с абсолютными, хорошо видны преимущества Аr. Величины Аr намного проще. Их удобнее использовать в вычислениях. Готовые величины Аr приведены в таблице Менделеева. Используя Аr элементов, можно проводить сравнения их масс.

Данное вычисление показывает, что атом цинка весит в 2,1 раза больше, чем атом фосфора.

Относительная молекулярная масса (Mr) равна сумме относительных атомных масс, входящих в нее атомов (безразмерна). Вычислим относительную молекулярную массу воды. Вы знаете, что в состав молекулы воды входят два атома водорода и один атом кислорода. Тогда ее относительная молекулярная масса будет равна сумме произведений относительной атомной массы каждого химического элемента на число его атомов в молекуле воды:

вычислите относительные молекулярные массы веществ.

Mr (Cu 2 O)=143,0914

Mr (Na 3 PO 4)= 163,9407

Mr (AlCl 3)= 133,3405

Mr (Ba 3 N 2)= 439,9944

Mr (KNO 3)= 101,1032

Mr (Fe (OH) 2)= 89,8597

Mr (Mg(NO 3) 2)= 148,3148

Mr (Al 2 (SO 4) 3)= 342,1509

Количество вещества (n) - физическая величина, характеризующая количество однотипных структурных единиц, содержащихся в веществе. Под структурными единицами понимаются любые частицы, из которых состоит вещество (атомы, молекулы, ионы, электроны или любые другие частицы).

Единицей измерения количества вещества (n) является моль. Моль – количество вещества, содержащее столько структурных элементарных единиц (молекул, атомов, ионов, электронов и т.д.), сколько содержится атомов в 0,012 кг (12 г) = 1 моль изотопа углерода 12 С.

Число атомов N A в 0,012 кг (12 г) углерода, или в 1 моль, легко определить следующим образом:

Величина N A называется постоянной Авогадро.

При описании химических реакций, количество вещества является более удобной величиной, чем масса, так как молекулы взаимодействуют независимо от их массы в количествах, кратных целым числам.

Например, для реакции горения водорода (2H2 + O2 → 2H2O) требуется в два раза большее количество вещества водорода, чем кислорода. Соотношение между количествами реагирующих веществ непосредственно отражается коэффициентами в уравнениях.

Пример: в 1 моле хлорида кальция = содержит 6,022×10 23 молекул (формульных единиц) - CaCl 2 .

1 моль (1 М) железа = 6 . 10 23 атомов Fe

1 моль (1 М) ионов хлора Cl - = 6 . 10 23 ионов Cl - .

1 моль (1 М) электронов е - = 6 . 10 23 электронов е - .

Для вычисления количества вещества на основании его массы пользуются понятием молярная масса:

Молярная масса (М) - это масса одного моля вещества (кг/моль, г/моль ). Относительная молекулярная масса и молярная масса вещества численно совпадают, но имеют разную размерность, например, для воды М r = 18 (относительная атомная и молекулярная массы величины безразмерные), М = 18 г/моль. Количество вещества и молярная масса связаны простым соотношением:

Большую роль в формировании химической атомистики сыграли основные стехиометрические законы, которые были сформулированы на рубеже XVII и XVIII столетий.

1. ЗАКОН СОХРАНЕНИЯ МАССЫ (М.В. Ломоносов,1748).

Сумма масс продуктов реакции равна сумме масс исходных веществ . В качестве дополнения к этому закону может служить закон сохранения массы элемента (1789, А.Л. Лавуазье) - масса химического элемента в результате реакции не изменяется . Эти законы имеют для современной химии определяющее значение, поскольку позволяют моделировать химические реакции уравнениями и выполнять на их основе количественные вычисления.

2. ЗАКОН ПОСТОЯНСТВА СОСТАВА (Ж. Пруст,1799-1804).

Индивидуальное химическое вещество молекулярного строения имеет постоянный качественный и количественный состав, не зависящий от способа его получения . Соединения, подчиняющиеся закону постоянства состава, называют дальтонидами. Дальтонидами являются все известные к настоящему времени органические соединения (около 30 миллионов) и часть (около 100 тыс.) неорганических веществ. Вещества, имеющие немолекулярное строение (бертолиды), не подчиняются данному закону и могут иметь переменный состав, зависящий от способа получения образца. К ним относятся большинство (около 500 тыс.) неорганических веществ.

3. ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ (И. Рихтер, Дж. Дальтон, 1792-1804).

Каждое сложное вещество, независимо от способа его получения, имеет постоянный качественный и количественный состав. Следовательно, химические вещества взаимодействуют друг с другом в строго определенных (эквивалентных) соотношениях. Массы реагирующих веществ прямо пропорциональны их эквивалентным массам .

где Э А и Э В - эквивалентные массы реагирующих веществ.

4. ЗАКОН АВОГАДРО (А. Авогадро,1811).

В равных объемах разных газов, измеренных в одинаковых условиях (давление, температура), содержится одинаковое число молекул . Из закона следует, что:

Ø При нормальных условиях (н.у., Т = 273 К, р = 101,325 кПа) один моль любого газа занимает одинаковый объем - молярный объем (V m), равный 22,4 л/моль.

Ø Отношение масс равных объемов разных газов, измеренных в одинаковых условиях (относительная плотность газа по газу ), равна отношению их молекулярных (молярных) масс.

Чаще всего определяют относительную плотность по водороду или воздуху. Соответственно,

,

где 29 - средняя, точнее средневзвешенная, молекулярная масса воздуха.

Ø Объемы реагирующих газов относятся друг к другу и к объемам газообразных продуктов реакции как простые целые числа (закон объемных отношений Гей-Люссака).

Задача

Сколько граммов газообразного хлора нужно потратить и сколько граммов жидкого хлорида фосфора(III) получиться если в реакции использовано 1,45 граммов фосфора?

Р 4 (тв.) + Cl 2 (г.) = PCl 3 (ж.)

Решение: 1. Необходимо убедиться, что уравнение находиться в равновесии, т.е. необходимо проставить стехиометрические коэффициенты: Р 4 (тв.) + 6Cl 2 (г.) = 4PCl 3 (ж.). На 1 моль Р 4 я могу потратить 6 моль Cl 2 , чтобы получить 4 моля PCl 3

2. У нас есть масса Р 4 в реакции, следовательно, можно узнать сколько молей фосфора использовано. По Т.М. узнаем атомную массу фосфора ~ 31, это говорит, что 1 моль фосфора будет иметь массу 31 г (молярная масса), а атомная масса Р 4 будет 124 г. Найдем сколько молей в 1,45 г фосфора:

1,45 г – х моль х=0,0117 моль

124 г – 1 моль

3. Теперь узнаем сколько молей хлора нужно взять для использования 0,0117 молей фосфора. По равновесной реакции мы видим, что на 1 моль фосфора нужно взять 6 молей хлора, следовательно, хлора нужно взять в 6 раз больше. Считаем:

0,0117 х 6 = 0,07 молей хлора.

0,07 молей х 70,906 г (в 1 моле Cl 2) = 4,963 г Cl 2

5. Теперь найдем сколько граммов жидкого хлорида фосфора(III) получиться. Можно воспользоваться двумя разными решениями:

5.1. Закон сохранения массы 1,45г Р 4 (тв.) + 4,963 г. Cl 2 (г.) = 6,413 г. PCl 3 (ж.)

5.2. А можно воспользоваться способом как мы находили массу необходимого фосфора.

Примеры:

Условие

Определите массовую долю кристаллизационной воды в дигидрате хлорида бария BaCl2 2H2O

Решение

Молярная масса BaCl2 2H2O составляет:

М(BaCl2 2H2O) = 137+ 2 35,5 + 2 18 =244 г/моль

Из формулы BaCl2 2H2O следует, что 1 моль дигидрата хлорида бария содержит 2 моль Н2О.

Определяем массу воды, содержащейся в BaCl2 2H2O: m(H2O) = 2 18 = 36 г.

Находим массовую долю кристаллизационной воды в дигидрате хлорида бария

BaCl2 2H2O. ω(H2O) = m(H2O)/ m(BaCl2 2H2O) = 36/244 = 0,1475 = 14,75%.

Пример самостоятельно

1. Химическое соединение содержит по массе 17,56% натрия, 39,69% хрома и 42,75% кислорода. Определите простейшую формулу соединения. (Na 2 Cr 2 O 7).

2. Элементный состав вещества следующий: массовая доля элемента железа 0,7241 (или 72,41%), массовая доля кислорода 0,2759 (или 27,59%). Выведите химическую формулу. (Fe 3 O 4)

Пример (разбор) . Установите молекулярную формулу вещества, если массовая доля углерода в нем составляет 26,67%, водорода – 2,22%, кислорода – 71,11%. Относительная молекулярная масса этого вещества равна 90.

Решение 1. Для решения задачи используем формулы: w = ; n = ; x: y: z = n(C) : n(H) : n(O). 2. Находим химические количества элементов, входящих в состав вещества, приняв, что m(C x H y O z) = 100 г. m(C) = w(C) · m(C x H y O z) = 0,2667 · 100 г = 26,67 г. m(H) = w(H) · m(C x H y O z) = 0,0222 · 100 г = 2,22 г. m(O) = w(O) · m(C x H y O z) = 0,7111 · 100 г = 71,11 г. n(C) = = = 2,22 моль.; n(H) = = = 2,22 моль.; n(O) = = = 4,44 моль. 3. Определяем эмпирическую формулу вещества: n(C) : n(H) : n(O) = 2,22 моль: 2,22 моль: 4,44 моль. x: y: z = 1: 1: 2. Эмпирическая формула вещества – CHO 2 . 4. Устанавливаем истинную молекулярную формулу вещества: M r (CHO 2) = A r (C) + A r (H) + 2A r (O) = 12 + 1 + 2·16 = 45; M r (CHO 2) : M r (C x H y O z) = 45: 90 = 1: 2. Истинная молекулярная формула вещества – C 2 H 2 O 4 . Ответ : молекулярная формула вещества C 2 H 2 O 4 . Задача.Найдите химическую формулу вещества, в состав которого входит 9 мас. ч. алюминия и 8 мас. ч. кислорода. Решение: Находим отношение числа атомов: Ответ: Химическая формула данного вещества: . Относительная плотность газа Х по газу У - D поУ (Х). Часто в задачах просят определить формулу вещества (газа) в зависимости от Относительной плотности D - это величина, которая показывает, во сколько раз газ Х тяжелее газа У. Её рассчитывают как отношение молярных масс газов Х и У: D поУ (Х) = М(Х) / М(У) Часто для расчетов используют относительные плотности газов по водороду и по воздуху. Относительная плотность газа Х по водороду: D по H2 = M (газа Х) / M (H2) = M (газа Х) / 2 Воздух - это смесь газов, поэтому для него можно рассчитать только среднюю молярную массу. Её величина принята за 29 г/моль (исходя из примерного усреднённого состава). Поэтому: D по возд. = М (газа Х) / 29 Пример: Определить формулу вещества, если оно содержит 84,21% С и 15,79% Н и имеет относительную плотность по воздуху, равную 3,93. Пусть масса вещества равна 100 г. Тогда масса С будет равна 84,21 г, а масса Н - 15,79 г. 1. Найдём количество вещества каждого атома: ν(C) = m / M = 84,21 / 12 = 7,0175 моль, ν(H) = 15,79 / 1 = 15,79 моль. 2.Определяем мольное соотношение атомов С и Н: С: Н = 7,0175: 15,79 (поделим оба числа на меньшее) = 1: 2,25 (будем домножать на 1, 2,3,4 и т.п. пока после запятой не появится 0 или 9. В данной задаче нужно домножить на 4) = 4: 9. Таким образом, простейшая формула - С 4 Н 9 . 3. По относительной плотности рассчитаем молярную массу: М = D (возд.) 29 = 114 г/моль. Молярная масса, соответствующая простейшей формуле С 4 Н 9 - 57 г/моль, это в 2 раза меньше истинно молярной массы. Значит, истинная формула - С 8 Н 18 .

>> Масса атома. Относительная атомная масса

Масса атома. Относительная атомная масса

Материал параграфа поможет вам выяснить:

> в чем различие между массой атома и относительной атомной массой ;
> почему удобно пользоваться относительными атомными массами;
> где найти значение относительной атомной массы элемента.

Это интересно

Масса электрона составляет приблизительно 9 10 -28 г.

Масса атома.

Важной характеристикой атома является его масса. Почти вся масса атома сконцентрирована в ядре. Электроны имеют настолько малую массу, что ею обычно пренебрегают.

сравнивают с 1/12 - массы атома Карбона (он почти в 12 раз тяжелее атома Гидрогена). Эту маленькую массу назвали атомной единицей массы (сокращенно - а. е. м.):

1 а. е. м. = 1/12m a (С) = 1/12 1,994 10 -23 г = 1,662 10 -24 г.

Масса атома Гидрогена почти совпадает с атомной единицей массы: m а (Н)~ 1а. е. м. Масса атома Урана больше ее в

То есть
m a (U) ~ 238 а. е. м.

Число, которое получают делением массы атома элемента на атомную единицу массы, называют относительной атомной массой элемента. Эту величину обозначают A r (E):

Индекс возле буквы А - первая буква в латинском слове relativus - относительный.

Относительная атомная масса элемента показывает, во сколько раз масса атома элемента больше 1/12 массы атома Карбона.

m а (Н) = 1,673 10 -2 4 г

m a (H)= 1 а. е. м.

A r (H) = 1

Относительная атомная масса элемента не имеет размерности.

Первую таблицу относительных атомных масс составил почти 200 лет назад английский ученый Дж. Дальтон.

На основании изложенного материала можно сделать такие выводы:

Относительные атомные массы пропорциональны массам атомов;
соотношения масс атомов такие же, как и относительных атомных масс.

Значения относительных атомных масс химических элементов записаны в периодической системе .

Джон Дальтон (1766- 1844)

Выдающийся английский физик и химик. Член Лондонского королевского общества (Английской академии наук). Первым выдвинул гипотезу о разных массах и размерах атомов, определил относительные атомные массы многих элементов и составил первую таблицу их значений (1803). Предложил символы элементов и обозначения химических соединений.

Сделав свыше 200 000 метеорологических наблюдений, изучив состав и свойства воздуха, открыл законы парциальных (частичных) давлений газов (1801), теплового расширения газов (1802), растворимости газов в жидкостях (1803).

Рис. 35. Клетка элемента Урана

Они определены с очень высокой точностью; соответствующие числа являются в основном пяти- и шестизначными (рис. 35).

В обычных химических расчетах значения относительных атомных масс принято округлять до целых чисел. Так, для Гидрогена и Урана

A r (H) = 1,0079 ~ 1;
A r (U) = 238,029 ~ 238.

Лишь значение относительной атомной массы Хлора округляют до десятых:

A r (Cl) = 35,453 ~ 35,5.

Найдите в периодической системе значения относительных атомных масс Лития, Карбона, Оксигена, Неона и округлите их до целых чисел.

Во сколько раз массы атомов Карбона, Оксигена, Неона и Магния больше массы атома Гелия? Для вычислений используйте округленные значения относительных атомных масс.

Обратите внимание : элементы размещены в пeриодической системе в порядке возрастания атомных масс.

Выводы

Атомы имеют чрезвычайно малую массу.

Для удобства вычислений используют относительные массы атомов.

Относительная атомная масса элемента является отношением массы атома элемента к - массы атома Карбона.

Значения относительных атомных масс указаны в периодической системе химических элементов.

?
48. В чем различие между понятиями «масса атома» и относительная атомная масса»?
49. Что такое атомная единица массы?
50. Что означают записи A r и A r ?
51. Какой атом легче - Карбона или Титана? Во сколько раз?
52. Что имеет большую массу: атом Флуора или два атома Лития; два ато­ма Магния или три атома Сульфура?
53. Найдите в периодической системе три-четыре пары элементов, соот­ношение масс атомов которых составляет: а) 1: 2; б) 1: 3.
54. Вычислите относительную атомную массу Гелия, если масса атома этого элемента равна 6,647 - 10 -24 г.
55. Рассчитайте массу атома Бериллия.

Попель П. П., Крикля Л. С., Хімія: Підруч. для 7 кл. загальноосвіт. навч. закл. - К.: ВЦ «Академія», 2008. - 136 с.: іл.

Содержание урока конспект урока и опорный каркас презентация урока интерактивные технологии акселеративные методы обучения Практика тесты, тестирование онлайн задачи и упражнения домашние задания практикумы и тренинги вопросы для дискуссий в классе Иллюстрации видео- и аудиоматериалы фотографии, картинки графики, таблицы, схемы комиксы, притчи, поговорки, кроссворды, анекдоты, приколы, цитаты Дополнения рефераты шпаргалки фишки для любознательных статьи (МАН) литература основная и дополнительная словарь терминов Совершенствование учебников и уроков исправление ошибок в учебнике замена устаревших знаний новыми Только для учителей календарные планы учебные программы методические рекомендации