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Massa molecular

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A massa molecular (Mr abreviado) de uma substância , anteriormente também chamada peso molecular e abreviado como PM, é a massa de uma molécula de substância que, em relação ao unificada unidade de massa atômica u (igual a 1/12 da massa de um átomo de carbono-12). Isto é diferente da massa molecular relativa de uma molécula, que é a relação entre a massa da referida molécula a 1/12 da massa de carbono 12 e é um número adimensional. Massa molecular relativa é abreviado ao Sr.

Definição

Há interpretações divergentes desta definição. Muitos químicos usam massa molecular como sinônimo de massa molar , diferindo apenas em unidades (veja massa molecular média abaixo). Uma interpretação mais rigorosa não equivale a dois, como a massa de uma única molécula não é a mesma como a média de um conjunto. Um mole de moléculas pode conter uma variedade de massas moleculares devido à naturais isótopos , a média da massa geralmente não é idêntico ao de qualquer massa única molécula. A diferença numérica real pode ser muito pequeno quando se considera a pequenas moléculas e da massa molecular da isotopomer mais comum neste caso, o erro só é importante para os físicos e um pequeno subconjunto de químicos altamente especializados; no entanto, é sempre mais corretas, precisas e consistentes para usar a massa molar , em qualquer cálculo estequiométrico granel. O tamanho deste erro torna-se muito maior quando se considera moléculas maiores ou isotopómeros menos abundantes. A massa molecular de uma molécula que acontece para conter isótopos mais pesados do que a molécula média na amostra pode ser diferente da massa molar por várias unidades de massa.

Massa molecular média

A massa molecular média (por vezes abreviado como massa média) é uma outra variação na utilização do termo massa molecular. A massa molecular média ponderada é a abundância média (média) das massas moleculares de uma amostra. Isso é muitas vezes mais perto do que se quer dizer quando "massa molecular" e "massa molar" são usados como sinônimos e pode ter derivado da redução deste prazo. A massa molecular média e a massa molar de uma substância numa amostra particular, são, de facto, numericamente idênticos e podem ser interconvertidos por número de Avogadro . Deve notar-se, no entanto, que a massa molar é quase sempre uma figura computadorizada derivado do pesos atómicos padrão, enquanto que a massa molecular média, em áreas que necessitam do termo, é muitas vezes um valor medido relativamente a uma amostra específica. Portanto, eles muitas vezes variam desde um é teórico e o outro é experimental. Amostras específicas podem variar de forma significativa a partir da composição isotópica esperada devido a desvios médios reais de terra abundâncias isotópicas.

Calculando a massa molecular

A massa molecular pode ser calculado como a soma das massas isotópicas individuais (como encontrado em uma tabela de isótopos) de todos os átomos em qualquer uma molécula . Isto é possível porque as moléculas são criados por reacções químicas que, ao contrário reações nucleares, têm muito pequeno energias de ligação em comparação com o massa restante dos átomos ( < 10 -9) e, portanto, criar um defeito de massa desprezível. Note-se que a utilização da média massas atómicas derivado a partir dos pesos atómicos padrão encontrados em uma tabela periódica padrão vai resultar em uma massa molecular média, ao passo que o uso de massas isotópicas vai resultar em uma massa molecular consistente com a interpretação restritiva da definição, isto é, a de uma única molécula. Note que qualquer molécula dada podem conter qualquer combinação de isótopos, portanto, pode haver várias massas moleculares para cada composto químico.

Medir a massa molecular

A massa molecular pode também ser medido directamente utilizando espectrometria de massa . Na espectrometria de massa, a massa molecular de uma molécula pequena é geralmente classificado como o massa monoisotópica, isto é, a massa da molécula contendo apenas o isótopo mais comum de cada elemento. Note-se que este também difere subtilmente a partir da massa molecular em que a escolha de isótopos é definido e, portanto, é uma única massa molecular específica das muitas possíveis. As massas utilizadas para calcular a massa molecular monoisotópico são encontrados em uma tabela de massas isotópicos e não são encontrados em uma tabela periódica típico. A massa molecular média é muitas vezes usado para moléculas maiores desde moléculas com muitos átomos não são susceptíveis de ser composta exclusivamente do isótopo mais abundante de cada elemento. A massa molecular média teórico pode ser calculado usando o pesos atómicos padrão encontrado no típico uma tabela periódica, uma vez que não é susceptível de ser uma distribuição estatística de átomos que representam os isótopos em toda a molécula. Isto no entanto pode ser diferente da verdadeira massa molecular média da amostra, devido às variações naturais (ou artificiais) nas distribuições isotópicas.

Exemplo: média massa molecular em relação Massa Molecular contra Molar Mass

A massa molar de uma substância é a massa de um mole (unidade SI para a quantidade base SI quantidade de substância, tendo o símbolo n) da substância. Isto tem um valor numérico que representa a massa molecular média das moléculas no substância multiplicado por constante de Avogadro aproximadamente 6,022 * 10 23. As unidades mais comuns de massa molar são g / mol, porque nessas unidades ao valor numérico é igual à massa molecular média em unidades de u.

Fator de conversão de massa molecular média molar de massa:

= massa molar média massa molecular * (6.022 * 10 -23 g / u) * (6.022 * 10 23 / mol)
ou
massa molar em g / mol = massa molecular média em u

(Note-se que estas relações são verdadeiras para os valores teóricos e experimentais, mas não entre os valores experimentais e teóricos. Massa molar é mais frequentemente teórico e média massa molecular é mais freqüentemente experimental)

A massa atômica média de naturais de hidrogênio é 1,00794 u e que de natural, oxigênio é 15,9994 u; por conseguinte, a massa molecular da naturais água com a fórmula H2O é (2 × 1,00794 u) u = + 15,9994 18,01528 u. Portanto, uma mole de água tem uma massa de 18,01528 gramas. No entanto, a massa exacta de hidrogénio-1 (o átomo de hidrogénio mais comum isótopo ) é 1,00783, e a massa exacta de oxigénio-16 (o isótopo mais comum de oxigénio) é 15,9949, de modo que a massa da molécula mais comum de água é 18,01056 u . A diferença de 0,00472 u ou 0,03% vem do fato de que a água natural, conter vestígios de moléculas de água que contenham, oxigênio-17, oxigênio-18 ou hidrogênio-2 ( ?tomos de deutério). Embora esta diferença é trivial nos cálculos de química em massa, que pode resultar em falha completa em situações em que o comportamento da matéria moléculas individuais, como em espectrometria de massa e física de partículas (em que a mistura de isótopos não actua como uma média).

Existem também situações em que as distribuições não isotópicos são típicos, tais como com água pesada utilizada em alguns reatores nucleares, que está artificialmente enriquecida com deutério. Nestes casos, os valores calculados de massa molar e de massa molecular média, em última análise, os quais são derivados da pesos atómicos padrão, não será o mesmo que a massa molar real ou a massa molecular média da amostra. Neste caso, a massa de deutério é 2,0136 u e a massa molecular média da água (assumindo 100% de enriquecimento de deutério) é (2 × 2,0136 u) u = + 15,9994 20,0266 u. Esta é uma diferença muito grande de ~ 11% de erro a partir da massa molecular média esperada com base nos pesos atômicos padrão. Além disso, a massa molecular mais abundante é, na verdade, ligeiramente menos do que a massa molecular média desde oxigénio-16 ainda é o mais comum. (2 × 2,0136 u) + 15,9949 20,0221 u = u. Embora este seja um exemplo extremo artificial, a variação natural nas distribuições isotópicas ocorrem e são mensuráveis.


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