Una colección completa de información detallada sobre el mol (unidad de medida de la materia)
Aproximadamente 6,02×10 2 3 átomos son 1 mol. Al igual que la gente suele decir que una docena son 12 átomos. "Mole" es solo una cantidad unitaria especial como "docena". 0,01 2 kg (12 g) 1 2c (carbono 12) contiene 1 mol.
2018 165438 El 16 de octubre, la 26ª Conferencia Internacional sobre Pesas y Medidas aprobó la resolución "Revisión del Sistema Internacional de Unidades", actualizando oficialmente las definiciones de cuatro unidades básicas, incluida la unidad de masa estándar internacional "kilogramo". . El nuevo Sistema Internacional de Unidades utiliza constantes físicas para redefinir la unidad de masa "kilogramo", la unidad de corriente eléctrica "amperio", la unidad de grado día "Kelvin" y la unidad de cantidad de materia "mol".
Nombre chino: Moore mbth: abreviatura del mol: mol, átomo gramo: símbolo de la unidad de cantidad de materia: definición de Mol, información básica, historial de desarrollo, coeficiente de absorción, ecuación química, cuando se utiliza la definición de Mol , se deben especificar partículas elementales, que pueden ser átomos, moléculas, iones, grupos atómicos, electrones, protones, neutrones, etc., o una combinación específica de estas partículas. Según las regulaciones internacionales, el número de partículas contenidas en 1 mol de agregado de partículas es el mismo que el número de átomos de carbono contenidos en 0,01 2 kg 1 2 C (carbono 12), es decir, el número de partículas estructurales contenidas en cualquier mol. de material es igual a 0,012 kg 1 2 C (carbono 12). A veces, la masa de un mol de una sustancia se llama masa molar de la sustancia, representada por el símbolo m. Por ejemplo, el m de hidrógeno H 2 es 2,02 × 10-3 kg. Para una sustancia con masa f m, la relación entre m y μ se llama cantidad de sustancia (también llamada número de moles), =Mμ. Por ejemplo, M=4,04×10-3 kg, el número de moles de hidrógeno H 2 =2. El volumen Vm que ocupa un mol de una sustancia se llama volumen molar. El volumen molar de un gas depende de la temperatura y la presión. En condiciones estándar, el VM de un gas ideal es 22,4438 045438 00L. Fmol - 1. El volumen molar de sustancias sólidas y líquidas tiene poca relación con la temperatura y la presión. Un mol de diferentes sustancias sólidas y diferentes sustancias líquidas tienen diferentes volúmenes. Según mediciones precisas en experimentos científicos, se sabe que la cantidad de 1 2 C contenida en un átomo de carbono de 0,01 2 kg (carbono 12) es aproximadamente 6,02 × 10 2 3. ¿Por qué utilizar "12g" y "1 2 C (12)" para definir mol? Las principales razones son las siguientes (sólo para estudios de secundaria): ¿Por qué debo realizar el examen de 12g? Porque su núcleo contiene cantidades iguales de neutrones y protones. ¿Por qué se puede utilizar el número equivalente de neutrones y protones como referencia para el número de moles de átomos? Debido a que los neutrones tienen un electrón negativo más y algo más de radiación que los protones, estrictamente hablando, la masa de un solo neutrón es ligeramente mayor que la de un protón, siendo su masa 1,649286 × 10-27 kg (939,56563 MeV). Ligeramente mayor que la masa de un protón (la masa de un protón es 1,672621637(83)×10-27kg). La notación científica es demasiado compleja. Para medir la masa de otros núcleos en comparación, es necesario tomar un valor intermedio entre la masa del neutrón y la masa del protón (el promedio es un método de medición tradicional). Entonces, el núcleo de 1 2 C (C 12) es la mejor opción como referencia y, en general, es estable. Por lo tanto, en mediciones científicas, una doceava parte de la masa nuclear 1 2 C (carbono 1 2) es la más cercana a la masa de un neutrón o un protón. Un cierto número (la constante de Avogadro, o un mol) de neutrones (protones; aquí puedes pensar en neutrones y protones como partículas de la misma masa) es esencialmente igual a 1 gramo, por lo que un mol del elemento X contiene m (el número natural ) protones y n (número natural) neutrones, es decir, m n gramos. Y resulta que m n es el peso atómico.
m determina la posición del átomo en la tabla periódica y n determina el peso atómico del átomo del mismo elemento. El 16 de octubre de 2018, 165438, el Congreso Internacional de Pesas y Medidas aprobó una resolución según la cual 1 mol se definirá como "la cantidad de sustancia en un sistema que contiene con precisión 6.02214076×10 23 unidades básicas como átomos o moléculas". Al mismo tiempo, la constante de Avogadro se corrige a 6,02214076× 10 23. En ciencias de la información básica, un agregado que contiene 6,02 × 10 ^ 2 ^ 3 partículas se considera una unidad y se llama mol. Es una unidad (símbolo N) que expresa la cantidad de sustancia, abreviada como Mo, y el símbolo de la unidad es mol. 1 mol de átomos de carbono contiene 6,02×10 2 3 átomos de carbono y tiene una masa de 12 g. 1 mol de átomos de azufre contiene 6,02×10 2 3 átomos de azufre y tiene una masa de 32 gramos. De manera similar, la masa de cualquier sustancia en 1 mol se mide en gramos, que es numéricamente igual a la masa atómica relativa o la masa molecular relativa del átomo (que es un valor fijo). El peso de la fórmula molecular (masa molecular relativa) del agua es 18. La masa de 1 mol de agua es 18 gy contiene 6,02 × 10 2 3 moléculas de agua. La masa de 1 mol generalmente se denomina masa molar (símbolo M) de la sustancia. La unidad de masa molar es gramos/mol, que se lee como "gramos por mol" (símbolo g/mol). Por ejemplo, la masa molar del agua es 18 g/mol, que se escribe como m (H2O) = 18 g. ¿Cuál es la relación entre la masa (m), la cantidad (n) y la masa molar (m) de una sustancia? Es decir: n=m/M, m=n×M, M=m/n Fórmula general: N (cantidad de sustancia)=n (número de partículas)/N A (constante de Avon Gadereau)=m (masa)/M (masa mol) = V (volumen de gas) / Vm (volumen molar: el volumen de gas bajo STP (condiciones estándar: 273 K (0 ℃) 101 KPa) es 22,4 L) = C (concentración de la sustancia) × V (volumen total de la solución) Método de escritura) Por ejemplo, un mol de molécula de agua se puede escribir como 1 molH 2 O o la historia del desarrollo de 1 mol de molécula de agua. El topo se incorporó al Sistema Internacional de Unidades en 19710, y la XIV Conferencia Internacional de Pesas y Medidas, con la participación de 41 países, decidió incorporarse. El conjunto de moles se utiliza para calcular el número de partículas, la masa de una sustancia, el volumen de un gas, la concentración de una solución, el cambio de calor durante una reacción, etc. Mol proviene del latín moles, que significa acumular en grandes cantidades. El 14º Congreso Internacional de Pesas y Medidas de 1971 definió el mol en los dos párrafos siguientes: "El mol es la cantidad de sustancia en un sistema que contiene el número de unidades básicas igual al número de átomos en 0,012 kg de carbono-12". ." Cuando se utiliza el mol, se debe especificar la unidad base, que puede ser una partícula como un átomo, una molécula, un ion o un electrón, o una combinación específica de estas partículas. "Se deben considerar los dos últimos párrafos en su conjunto. El número de átomos de carbono contenidos en 0,012 kg de nucleido de carbono 12 es la constante de Avogadro (NA). El valor aproximado medido actualmente de forma experimental es N A =6,02×10 2 3. El mol es diferente de las unidades normales. Tiene dos características: ① Mide unidades básicas microscópicas, como moléculas e iones, y no se puede utilizar para medir sustancias macroscópicas. ② Utiliza el número de Avon Gadereau como unidad de medida. Es un lote, no un número para medir el número de moléculas, átomos y otras partículas. También se puede utilizar para medir combinaciones específicas de partículas microscópicas, como medir la cantidad molar de ácido sulfúrico, es decir, 1 mol de ácido sulfúrico contiene 6,02 × 10 2 3 moléculas de ácido sulfúrico. Los moles son las unidades de medida más utilizadas en química, como cálculos de ecuaciones de reacciones químicas, cálculos en soluciones, preparación y dilución de soluciones, cálculos de equilibrio químico, volumen molar de gases, termoquímica, etc. El coeficiente de extinción molar, el coeficiente de absorción molar y la espectrofotometría del coeficiente de absorción molar se establecen basándose en la absorción selectiva de radiación electromagnética por sustancias con diferentes estructuras moleculares y pertenecen al análisis espectroscópico de absorción molecular. Cuando la luz pasa a través de la solución, las moléculas de la sustancia a medir absorben luz monocromática de una determinada longitud de onda, y la intensidad de la luz absorbida es proporcional a la distancia que recorre la luz.
Aunque Bouguer propuso la expresión matemática de la relación anterior ya en 1729, generalmente se cree que Lambert descubrió la expresión por primera vez en 1760, y su forma matemática es: T=I/I0=10(-kb), donde I0 es el intensidad de la luz incidente, I es la intensidad de la luz transmitida, 10. La ley de Beer es equivalente a la ley de Bouguer, excepto que la ley de Beer se expresa en términos de concentración. Las dos leyes se combinan para formar la ley de Beer-Bouguer: T=I/I0=10(-kb) donde c es la concentración de la sustancia absorbente de luz (generalmente en g/L o mg/L). Luego de tomar el logaritmo de la fórmula anterior con base 10, se obtiene una expresión lineal: A =-logt =-log(I/I0)= log(I0/I)=εBC donde A es la absorbancia y ε es la absorción molar coeficiente o coeficiente de extinción. La expresión anterior suele denominarse Ley de Beer. Muestra que cuando la luz monocromática de una longitud de onda específica pasa a través de una solución, la absorbancia de la muestra es proporcional a la concentración del absorbente en la solución y la distancia que pasa la luz. El coeficiente de extinción molar está determinado por las propiedades de una sustancia determinada cuando se determinan la longitud de onda, la solución y la temperatura. De hecho, el coeficiente de extinción molar medido también está relacionado con el instrumento utilizado. Por lo tanto, en el análisis cuantitativo, en lugar de utilizar el coeficiente de extinción molar de una sustancia conocida, normalmente se utilizan una o más sustancias de concentración conocida para producir una curva de calibración o de trabajo. La expresión matemática del coeficiente de absorción de luz de la ley de Beer es A=kbc. Si la concentración de la solución C está en g/L y el diámetro óptico de la solución B está en cm, entonces la constante K se llama coeficiente de absorción de luz, representado por a, y la unidad es L/(g·cm) [L /(g· cm]. A = KBC se puede escribir como A=abc. Cuando la fórmula de KBC A = 1 mol/L, B = 1 cm, el coeficiente K se llama coeficiente de absorción molar, expresado como ε, y la unidad es L/(mol·cm)[L /(mol·cm)], A=kbc se puede escribir como A = ε C. En el trabajo real, no podemos medir directamente la absorbancia con una solución de alta concentración de 1 mol/L , pero mida la absorbancia cuando se diluye a una concentración adecuada para el cálculo. El valor ε está relacionado con la longitud de onda de la luz incidente y las propiedades de la solución. Por ejemplo, cuando NADH está a 260 nm, ε es 15000, escrito como ε260. NADH = 15×103; a 340 nm, ε es 6220, escrito como ε340NADH=6,22×10 3. C en A=kbc es el porcentaje de concentración (p/v) y B es cm. E, que se denomina coeficiente de absorción específico o coeficiente de absorción porcentual, A = kbc se puede escribir como A = Ebc. Cuando se conoce la estructura química del objeto medido, se puede analizar el valor de ε. Se desconoce el objeto, es conveniente utilizar coeficientes de absorción específicos para analizar a, ε y E. A menudo se utiliza para análisis cuantitativos aproximados, principalmente para análisis cualitativos. Las ecuaciones químicas pueden expresar la relación entre la cantidad y la masa de sustancias entre reactivos y productos. Por ejemplo: 2H 2 O 2 = (ignición) = 2H 2 O relación de coeficiente 2. : 1: 2 Relación de número de partículas 2: 1: 2 Relación de masa del material 2: 1: 2 Relación de masa 4: 32: 36 De lo anterior. análisis, se puede ver que la relación de coeficientes de cada sustancia en la ecuación química es la relación de las sustancias entre ellas. Cantidad Usando este principio, podemos calcular la cantidad de cada sustancia con base en la ecuación química. La masa de átomos de carbono (1 2 C) es el estándar internacional para la masa atómica relativa. Se sabe que 12 g 1 2 C contiene 6,0221367 × 102 ^ 3 átomos de carbono. Este número se llama número de Avon Gadereau. Se dijo que la cantidad de una sustancia que contiene varias partículas elementales de Avon Gadereau es 1 mol. Por ejemplo, 1 mol de moléculas de oxígeno contiene 6,0221367×10 2 3 moléculas de oxígeno y la masa es 31,9988 g. 3 iones de hidrógeno, con una masa de 1,00794g. En cálculos químicos, aproximadamente
.