Количество вещества

Отношение числа частиц в образце к постоянной Авогадро

В химии количество вещества (символ n ) в данном образце вещества определяется как отношение ( n = N / NA ₎ между числом элементарных сущностей ( N ) и постоянной Авогадро ( NA ). Сущностями обычно являются молекулы , атомы , ионы или ионные пары _{определенного} вида. Конкретное отобранное вещество может быть указано с помощью нижнего индекса, например, количество хлорида натрия (NaCl) будет обозначено как n _NaCl . Единицей количества вещества в Международной системе единиц является моль (символ: моль), основная единица . ^[1] С 2019 года значение постоянной Авогадро N _A определяется как точно6,022 140 76 × 10 ²³  моль ⁻¹ . Иногда количество вещества называют химическим количеством или, неформально, «числом молей » в данном образце вещества.

Использование

Исторически моль определялся как количество вещества в 12 граммах изотопа углерода-12 . Как следствие, масса одного моля химического соединения в граммах численно равна (для всех практических целей) массе одной молекулы или формульной единицы соединения в дальтонах , а молярная масса изотопа в граммах на моль приблизительно равна массовому числу (исторически точному для углерода-12 с молярной массой 12 г/моль). Например, молекула воды имеет массу около 18,015 дальтон в среднем, тогда как моль воды (которая содержит6,022 140 76 × 10 ²³ молекул воды) имеет общую массу около 18,015 грамма.

В химии, из-за закона кратных отношений , часто гораздо удобнее работать с количествами веществ (то есть с числом молей или молекул), чем с массами (граммами) или объемами (литрами). Например, химический факт "1 молекула кислорода ( O
₂) прореагирует с 2 молекулами водорода ( H
₂) для получения 2 молекул воды ( H ₂ O )" можно также сформулировать как "1 моль O ₂ прореагирует с 2 молями H ₂ с образованием 2 молей воды". Тот же химический факт, выраженный в терминах масс, будет выглядеть так: "32 г (1 моль) кислорода прореагируют примерно с 4,0304 г (2 моль H
₂) водорода для получения приблизительно 36,0304 г (2 моль) воды» (и числа будут зависеть от изотопного состава реагентов). С точки зрения объема числа будут зависеть от давления и температуры реагентов и продуктов . По тем же причинам концентрации реагентов и продуктов в растворе часто указываются в молях на литр, а не в граммах на литр.

Количество вещества также является удобным понятием в термодинамике . Например, давление определенного количества благородного газа в ресивере заданного объема при заданной температуре напрямую связано с числом молекул в газе (через закон идеального газа ), а не с его массой.

Этот технический смысл термина «количество вещества» не следует путать с общим смыслом «количества» в английском языке . Последнее может относиться к другим измерениям, таким как масса или объем, ^[2], а не к числу частиц. Существуют предложения заменить «количество вещества» более легко различимыми терминами, такими как энплети ^[3] и стехиометрическое количество . ^[2]

ИЮПАК рекомендует использовать «количество вещества» вместо «количества молей», так же как массу не следует называть «количеством килограммов». ^[4]

Природа частиц

Чтобы избежать двусмысленности, при любом измерении количества вещества следует указывать природу частиц: так, образец из 1 моль молекул кислорода ( O
₂) имеет массу около 32 граммов, тогда как образец из 1 моля атомов кислорода ( O ) имеет массу около 16 граммов. ^{[5] [6]}

Производные величины

Молярные количества (на моль)

Диаграмма сравнения молей и молярных масс образцов железа и золота, имеющих равные массы.

Отношение некоторой экстенсивной физической величины однородного образца к количеству его вещества является интенсивным свойством вещества, обычно называемым приставкой «молярный» или суффиксом «на моль» ^{[7] .}

Например, частное от деления массы образца на количество его вещества — это его молярная масса , для которой можно использовать единицу СИ килограмм на моль или грамм на моль. Это примерно 18,015 г/моль для воды и 55,845 г/моль для железа . Аналогично для объема получается молярный объем , который составляет примерно 18,069 миллилитров на моль для жидкой воды и 7,092 мл/моль для железа при комнатной температуре. Из теплоемкости получается молярная теплоемкость , которая составляет примерно 75,385  Дж /( К⋅моль ) для воды и примерно 25,10 Дж/(К⋅моль) для железа.

Молярная масса

Молярная масса ( ) вещества — это отношение массы ( ) образца этого вещества к его количеству вещества ( ): . Количество вещества указывается как число молей в образце. Для большинства практических целей численное значение молярной массы в граммах на моль совпадает со значением средней массы одной молекулы или формульной единицы вещества в дальтонах , поскольку моль исторически определялся таким образом, что константа молярной массы составляла ровно 1 г/моль. Таким образом, если задана молекулярная масса или формульная масса в дальтонах, то же число в граммах дает количество, очень близкое к одному молю вещества. Например, средняя молекулярная масса воды составляет около 18,015 Да, а молярная масса воды составляет около 18,015 г/моль. Это позволяет точно определить количество в молях вещества, измерив его массу и разделив на молярную массу соединения: . ^[8] Например, 100 г воды составляют около 5,551 моль воды. Другие методы определения количества вещества включают использование молярного объема или измерение электрического заряда . ^[8] ${\displaystyle M}$ ${\displaystyle m}$ ${\displaystyle n}$ ${\displaystyle M=m/n}$ ${\displaystyle n=m/M}$

Молярная масса вещества зависит не только от его молекулярной формулы , но и от распределения изотопов каждого химического элемента, присутствующего в нем. Например, молярная масса кальция-40 равна39,962 590 98 (22) г/моль , тогда как молярная масса кальция-42 составляет41,958 618 01 (27) г/моль , а кальция с нормальным изотопным составом составляет40,078(4) г/моль .

Количество (молярная) концентрация (моль на литр)

Другой важной производной величиной является молярная концентрация ( ) (также называемая концентрацией количества вещества , ^[9] количественной концентрацией или концентрацией вещества , ^[10] особенно в клинической химии ), определяемая как количество в молях ( ) определенного вещества (растворенного вещества в растворе или компонента смеси), деленное на объем ( ) раствора или смеси: . ${\displaystyle c}$ ${\displaystyle n}$ ${\displaystyle V}$ ${\displaystyle c=n/V}$

Стандартная единица СИ для этой величины — моль/ м 3 , хотя обычно используются более практичные единицы, такие как моль на литр (моль/л, эквивалентно моль/дм ³ ). Например, концентрация хлорида натрия в морской воде обычно составляет около 0,599 моль/л.

Знаменатель — это объем раствора, а не растворителя. Так, например, один литр стандартной водки содержит около 0,40 л этанола (315 г, 6,85 моль) и 0,60 л воды. Концентрация количества этанола, таким образом, составляет (6,85 моль этанола)/(1 л водки) = 6,85 моль/л, а не (6,85 моль этанола)/(0,60 л воды), что было бы 11,4 моль/л.

В химии принято читать единицу «моль/л» как молярный и обозначать ее символом «М» (оба следуют за числовым значением). Так, например, каждый литр «0,5 молярного» или «0,5 М» раствора мочевины ( CH
₄Н
₂O ) в воде содержит 0,5 моль этой молекулы. В более широком смысле, концентрацию количества также обычно называют молярностью интересующего вещества в растворе. Однако по состоянию на май 2007 года эти термины и символы не одобрены ИЮПАК. ^[11]

Эту величину не следует путать с массовой концентрацией , которая представляет собой массу интересующего вещества, деленную на объем раствора (около 35 г/л для хлорида натрия в морской воде).

Количество (молярная) доля (моль на моль)

Сбивает с толку то, что количество (молярную) концентрацию следует также отличать от молярной доли (также называемой мольной долей или долей количества ) вещества в смеси (например, растворе), которая представляет собой число молей соединения в одном образце смеси, деленное на общее число молей всех компонентов. Например, если 20 г NaCl растворить в 100 г воды, то количество двух веществ в растворе составит (20 г)/(58,443 г/моль) = 0,34221 моль и (100 г)/(18,015 г/моль) = 5,5509 моль соответственно; а молярная доля NaCl составит 0,34221 /(0,34221 + 5,5509) = 0,05807 .

В смеси газов парциальное давление каждого компонента пропорционально его молярной доле.

История

Алхимики , и особенно ранние металлурги , вероятно , имели некоторое представление о количестве вещества, но не сохранилось никаких записей о каком-либо обобщении этой идеи за пределами набора рецептов. В 1758 году Михаил Ломоносов подверг сомнению идею о том, что масса является единственной мерой количества материи, ^[12] но он сделал это только в связи со своими теориями гравитации . Развитие концепции количества вещества совпало с рождением современной химии и имело для него жизненно важное значение.

• 1777 : Венцель публикует «Уроки сродства », в которых он демонстрирует, что пропорции «основного компонента» и «кислотного компонента» ( катиона и аниона в современной терминологии) остаются неизменными во время реакций между двумя нейтральными солями . ^[13]
• 1789 : Лавуазье публикует «Трактат об элементарной химии» , в котором вводит понятие химического элемента и разъясняет закон сохранения массы для химических реакций. ^[14]
• 1792 : Рихтер публикует первый том «Стехиометрии или искусства измерения химических элементов » (публикация последующих томов продолжается до 1802 года). Термин « стехиометрия » используется впервые. Публикуются первые таблицы эквивалентных весов для кислотно-основных реакций . Рихтер также отмечает, что для данной кислоты эквивалентная масса кислоты пропорциональна массе кислорода в основании. ^[13]
• 1794 : Закон Пруста о постоянстве пропорций обобщает концепцию эквивалентных весов на все типы химических реакций, а не только на кислотно-основные реакции. ^[13]
• 1805 : Дальтон публикует свою первую работу по современной атомной теории , включая «Таблицу относительных весов элементарных частиц газообразных и других тел». ^[15]

  Концепция атомов подняла вопрос об их весе. Хотя многие скептически относились к реальности атомов, химики быстро обнаружили, что атомные веса являются бесценным инструментом для выражения стехиометрических отношений.

• 1808 : Публикация «Новой системы химической философии» Дальтона , содержащей первую таблицу атомных весов (основанную на H = 1). ^[16]
• 1809 : Закон Гей-Люссака о соединении объемов , устанавливающий целочисленное соотношение между объемами реагентов и продуктов в химических реакциях газов. ^[17]
• 1811 : Авогадро выдвигает гипотезу, что равные объемы различных газов (при одинаковой температуре и давлении) содержат равное количество частиц, теперь известная как закон Авогадро . ^[18]
• 1813/1814 : Берцелиус публикует первую из нескольких таблиц атомных весов, основанных на шкале m (O) = 100. ^{[13] [19] [20]}
• 1815 : Праут публикует свою гипотезу о том, что все атомные веса являются целыми кратными атомного веса водорода. ^[21] Гипотеза позже была отвергнута, учитывая наблюдаемый атомный вес хлора (приблизительно 35,5 относительно водорода).
• 1819 : Закон Дюлонга-Пти, связывающий атомный вес твердого элемента с его удельной теплоемкостью . ^[22]
• 1819 : Работа Митчерлиха по изоморфизму кристаллов позволяет прояснить многие химические формулы , разрешая ряд неясностей в расчетах атомных весов. ^[13]
• 1834 : Клапейрон формулирует закон идеального газа. ^[23]

  Закон идеального газа был первым, который был открыт из многих соотношений между числом атомов или молекул в системе и другими физическими свойствами системы, помимо ее массы. Однако этого было недостаточно, чтобы убедить всех ученых в существовании атомов и молекул, многие считали его просто полезным инструментом для вычислений.

• 1834 : Фарадей формулирует свои законы электролиза , в частности, что «химическое разлагающее действие тока постоянно для постоянного количества электричества ». ^[24]
• 1856 : Крёниг выводит закон идеального газа из кинетической теории . ^[25] Клаузиус публикует независимый вывод в следующем году. ^[26]
• 1860 : Конгресс в Карлсруэ обсуждает связь между «физическими молекулами», «химическими молекулами» и атомами, но не достигает консенсуса. ^[27]
• 1865 : Лошмидт делает первую оценку размера молекул газа и, следовательно, числа молекул в данном объеме газа, теперь известную как константа Лошмидта . ^[28]
• 1886 : Вант-Гофф демонстрирует сходство в поведении разбавленных растворов и идеальных газов.
• 1886 : Ойген Гольдштейн наблюдает дискретные лучи частиц в газовых разрядах, закладывая основу масс-спектрометрии — инструмента, впоследствии использовавшегося для установления масс атомов и молекул.
• 1887 : Аррениус описывает диссоциацию электролита в растворе, решая одну из проблем в изучении коллигативных свойств. ^[29]
• 1893 : Первое зарегистрированное использование термина «моль» для описания единицы количества вещества Оствальдом в университетском учебнике. ^[30]
• 1897 : Первое зарегистрированное использование термина «моль» в английском языке. ^[31]
• К началу двадцатого века концепция атомных и молекулярных сущностей была общепринятой, но оставалось много вопросов, не в последнюю очередь о размере атомов и их количестве в данном образце. Параллельное развитие масс-спектрометрии , начавшееся в 1886 году, поддержало концепцию атомной и молекулярной массы и предоставило инструмент прямого относительного измерения.
• 1905 : Статья Эйнштейна о броуновском движении развеивает последние сомнения относительно физической реальности атомов и открывает путь для точного определения их массы. ^[32]
• 1909 : Перрен вводит название «постоянная Авогадро» и оценивает ее значение. ^[33]
• 1913 : Открытие изотопов нерадиоактивных элементов Содди ^[34] и Томсоном . ^[35]
• 1914 : Ричардс получает Нобелевскую премию по химии за «определение атомного веса большого числа элементов». ^[36]
• 1920 : Астон предлагает правило целых чисел , обновленную версию гипотезы Праута . ^[37]
• 1921 : Содди получает Нобелевскую премию по химии «за работу по химии радиоактивных веществ и исследования изотопов». ^[38]
• 1922 : Астон получает Нобелевскую премию по химии «за открытие изотопов в большом количестве нерадиоактивных элементов и за правило целых чисел». ^[39]
• 1926 : Перрен получает Нобелевскую премию по физике , в частности, за работу по измерению постоянной Авогадро. ^[40]
• 1959/1960 : Единая атомная шкала единиц массы, основанная на m ( 12 ^C ) = 12 u , принятая IUPAP и IUPAC . ^[41]
• 1968 : Международный комитет мер и весов (МКМВ) рекомендует включить моль в Международную систему единиц (СИ) . ^[42]
• 1972 : Моль утвержден в качестве базовой единицы измерения количества вещества в системе СИ. ^[42]
• 2019 : Моль переопределен в СИ как «количество вещества системы, которое содержит6,022 140 76 × 10 ²³ указанных элементарных сущностей». ^[1]

Смотрите также

• Международная система величин
• Количество материи

Ссылки

1. Международная система единиц (PDF) (9-е изд.), Международное бюро мер и весов, декабрь 2022 г., ISBN 978-92-822-2272-0стр. 134
2. Giunta, Carmen J. (2016). «Что в имени? Количество вещества, химическое количество и стехиометрическое количество». Журнал химического образования . 93 (4): 583–86. Bibcode : 2016JChEd..93..583G. doi : 10.1021/acs.jchemed.5b00690 .
3. "ER Cohen, T. Cvitas, JG Frey, B. Holmström, K. Kuchitsu, R. Marquardt, I. Mills, F. Pavese, M. Quack, J. Stohner, HL Strauss, M. Takami и AJ Thor, "Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry", IUPAC Green Book, 3rd Edition, 2nd Printing, IUPAC & RSC Publishing, Cambridge (2008)" (PDF) . стр. 4. Архивировано из оригинала (PDF) 20.12.2016 . Получено 24.05.2019 .
4. Международный союз теоретической и прикладной химии (1993). Величины, единицы и символы в физической химии , 2-е издание, Оксфорд: Blackwell Science. ISBN 0-632-03583-8 . стр. 4. Электронная версия. 
5. IUPAC , Compendium of Chemical Terminology , 2nd ed. («Золотая книга») (1997). Онлайн-исправленная версия: (2006–) «количество вещества, n». doi :10.1351/goldbook.A00297
6. Международный союз теоретической и прикладной химии (1993). Величины, единицы и символы в физической химии , 2-е издание, Оксфорд: Blackwell Science. ISBN 0-632-03583-8 . стр. 46. Электронная версия. 
7. Международный союз теоретической и прикладной химии (1993). Величины, единицы и символы в физической химии , 2-е издание, Оксфорд: Blackwell Science. ISBN 0-632-03583-8 . стр. 7. Электронная версия. 
8. Международное бюро мер и весов . Осознание моля Архивировано 29 августа 2008 г. на Wayback Machine . Получено 25 сентября 2008 г.
9. IUPAC , Compendium of Chemical Terminology , 2nd ed. («Золотая книга») (1997). Онлайн-исправленная версия: (2006–) «amount-of-substance concentrate». doi :10.1351/goldbook.A00298
10. Международный союз теоретической и прикладной химии (1996). «Глоссарий терминов по величинам и единицам в клинической химии» (PDF) . Pure Appl. Chem. 68 : 957–1000. doi :10.1351/pac199668040957. S2CID  95196393.
11. Международный союз теоретической и прикладной химии (1993). Величины, единицы и символы в физической химии , 2-е издание, Оксфорд: Blackwell Science. ISBN 0-632-03583-8 . стр. 42 (№ 15). Электронная версия. 
12. Ломоносов, Михаил (1970). «О связи количества вещества и веса». В Leicester, Henry M. (ред.). Михаил Васильевич Ломоносов о корпускулярной теории . Кембридж, Массачусетс: Издательство Гарвардского университета. стр. 224–33 – через Интернет-архив .
13. "Атоме". Большой вселенский словарь XIX века . 1 . Париж: Пьер Ларус : 868–73. 1866.. (на французском)
14. Лавуазье, Антуан (1789). Traité élémentaire de chimie, присутствующий в новом порядке и после окончания современных открытий. Париж: Ше Кюше.. (на французском)
15. Далтон, Джон (1805). «О поглощении газов водой и другими жидкостями». Мемуары литературного и философского общества Манчестера . 2-я серия. 1 : 271–87.
16. Далтон, Джон (1808). Новая система химической философии. Манчестер: Лондон.
17. Гей-Люссак, Жозеф Луи (1809). «Мемуар о сочетании газовых веществ, les unes avec les autres». Мемуары общества д'Аркюэль . 2 : 207.Перевод на английский язык.
18. Авогадро, Амедео (1811). «Essai d'une maniere de definele les массам, родственным элементарным молекулам тела, и les пропорциям selon lesquelles elles entrent dans ces combinisons». Журнал де Физика . 73 : 58–76.Перевод на английский язык.
19. Выдержки из эссе Берцелиуса: Часть II; Часть III.
20. Первые измерения атомного веса Берцелиуса были опубликованы на шведском языке в 1810 году: Хизингер, В.; Берцелиус, Джей-Джей (1810). «Forsok rorande de bestamda дозатор, havari den oorganiska naturals bestandsdelar finnas forenada». Афх. Фис., Кеми Минерал . 3 : 162.
21. Праут, Уильям (1815). «О связи между удельным весом тел в газообразном состоянии и весом их атомов». Annals of Philosophy . 6 : 321–30.
22. Пети, Алексис Терез ; Дюлонг, Пьер-Луи (1819). «Исследования важных точек теории Теории де ла Шалёр». Annales de Chimie et de Physique . 10 : 395–413.Перевод на английский
23. Клапейрон, Эмиль (1834). «Мощь шалёра». Журнал Королевской политехнической школы . 14 (23): 153–90.
24. Фарадей, Майкл (1834). «Об электрическом разложении». Philosophical Transactions of the Royal Society . 124 : 77–122. doi :10.1098/rstl.1834.0008. S2CID  116224057.
25. Крениг, август (1856 г.). «Grundzüge einer Theorie der Gase». Аннален дер Физик . 99 (10): 315–22. Бибкод : 1856АнП...175..315К. дои : 10.1002/andp.18561751008.
26. Клаузиус, Рудольф (1857). «Ueber die Art der Bewegung, welche wir Wärme nennen». Аннален дер Физик . 176 (3): 353–79. Бибкод : 1857AnP...176..353C. дои : 10.1002/andp.18571760302.
27. Вюрца о заседаниях Международного конгресса химиков в Карлсруэ 3, 4 и 5 сентября 1860 года.
28. Лошмидт, Дж. (1865). «Zur Grösse der Luftmoleküle». Sitzungsberichte der Kaiserlichen Akademie der Wissenschaften Wien . 52 (2): 395–413.Перевод на английский язык Архивировано 7 февраля 2006 г. на Wayback Machine .
29. Аррениус, Сванте (1887). Zeitschrift für Physikalische Chemie . 1 :631.{{cite journal}}: CS1 maint: безымянное периодическое издание ( ссылка )Перевод на английский язык Архивировано 18 февраля 2009 г. на Wayback Machine .
30. Оствальд, Вильгельм (1893). Hand- und Hilfsbuch zur ausführung физико-химические сообщения. Лейпциг: В. Энгельманн.
31. Хельм, Георг (1897). Принципы математической химии: энергетика химических явлений. (Перевод Ливингстона, Дж.; Моргана, Р.). Нью-Йорк: Wiley. С. 6.
32. Эйнштейн, Альберт (1905). «Über die von der molekularkinetischen Theorie der Wärme geforderte Bewegung von in ruhenden Flussigkeiten suspendierten Teilchen». Аннален дер Физик . 17 (8): 549–60. Бибкод : 1905АнП...322..549Е. дои : 10.1002/andp.19053220806 .
33. Перрен, Жан (1909). «Движение Браунинга и Молекулярной Реальности». Annales de Chimie et de Physique . 8 ^-я серия. 18 : 1–114.Отрывок на английском языке, перевод Фредерика Содди.
34. Содди, Фредерик (1913). «Радиоэлементы и периодический закон». Chemical News . 107 : 97–99.
35. Томсон, Дж. Дж. (1913). «Лучи положительного электричества». Труды Королевского общества A. 89 ( 607): 1–20. Bibcode :1913RSPSA..89....1T. doi : 10.1098/rspa.1913.0057 .
36. Söderbaum, HG (11 ноября 1915 г.). Заявление относительно Нобелевской премии по химии 1914 г.
37. Астон, Фрэнсис В. (1920). «Состав атмосферного неона». Philosophical Magazine . 39 (6): 449–55. doi :10.1080/14786440408636058.
38. Söderbaum, HG (10 декабря 1921 г.). Речь на вручении Нобелевской премии по химии 1921 года .
39. Söderbaum, HG (10 декабря 1922 г.). Речь на вручении Нобелевской премии по химии 1922 г.
40. Oseen, CW (10 декабря 1926 г.). Речь на вручении Нобелевской премии по физике 1926 года .
41. Холден, Норман Э. (2004). «Атомные веса и Международный комитет – Исторический обзор». Chemistry International . 26 (1): 4–7.
42. Международное бюро мер и весов (2006), Международная система единиц (СИ) (PDF) (8-е изд.), стр. 114–15, ISBN 92-822-2213-6, заархивировано (PDF) из оригинала 2021-06-04 , извлечено 2021-12-16