Способы определения атомных масс

Способы определения атомных масс

Главная
• Список секций
• Физика
• Физические методы определения атомной массы химического элемента

Физические методы определения атомной массы химического элемента

Автор работы награжден дипломом победителя III степени

Цель работы: О пределить экспериментально относительную атомную массу химического элемента неизвестного вещества в условиях школьной лаборатории.

Экспериментально определить относительную атомную массу химического элемента вещества с помощью физическ их метод ов измерения .

Используя калькулятор CASIO CLASSWIZ, оценить границы случайной погрешности.

1. Повторите основные понятия и термины, используемые в работе.

Относительная атомная масса – показывает во сколько раз масса данного атома химического элемента больше 1/12 массы изотопа 12 С.

Изотопы – атомы одного химического элемента, имеющие разное количество нейтронов и одинаковое число протонов в ядре, следовательно, имеющие разные относительные атомныемассы.

Удельная теплоемкость вещества – это физическая величина, которая показывает, какое количество теплоты необходимо сообщить телу массой 1кг, чтобы изменить его температуру на1 0 С.

Масса Эквивалента — такая масса вещества, которая вступает в реакцию или замещает 1 моль «H».

В 181 Дюлонг совместно с Пти , установили закон теплоёмкости твёрдых тел, согласно которому произведение удельных теплоёмкостей простых твёрдых тел на относительную атомную массу образующих элементов есть величина приблизительно постоянная.

В современных единицах измерения эта величина примерно равна 25,12 Дж/(г • 0 С) .

Значит Ar = 25,12/c , где с — удельная теплоемкость вещества.

2. Практическая часть

Оборудование: рычажные весы, н аборгирь, м ензурка, лабораторный стаканчик с водой, электрический чайник, к алориметр, исследуемое цилиндрическое твердое тело, термометр, калькулятор CASIO CLASSWIZ.

3. Порядок выполнения работы:

1. С помощью рычажных весов определите массу твердого тела цилиндрической формы.

2. Определите начальную температуру твердого тела (т.к. тело длительное время находилось в классе, то его температура равна температуре воздуха в помещении)

3. Определите с помощью мензурки объем горячей воды.

4. Зная плотность воды (1000кг/м³), рассчитайте ее массу.

5. Перелейте воду в калориметр и определите ее начальную температуру.

6. Привяжите к телу нить и опустите его в калориметр с горячей водой.

7. Определите установившуюся температуру (как только показания

термометра более изменяться не будут)

8. Составьте уравнение теплового баланса.

Q 1 =c 1 m 1 (t-t 1 ), где Q 1 — количество теплоты, отданное водой в результате теплообмена, с 1 –удельная теплоемкость воды (табличная величина),

m 1 – масса воды, t –конечная температура, t 1 – начальная температура воды,

Q 2 =c 2 m 2 (t-t 2 ), где Q 2 — количество теплоты, полученное твердым телом в результате теплообмена, с 2 –удельная теплоемкость вещества (нужно определить), m 2 – масса вещества, t 2 – начальная температура исследуемого тела.

Потерями энергии на обмен с окружающей средой пренебрежем.

Следовательно, уравнение теплового баланса в данном случае имеет вид:

Результаты измерений и вычислений, запишите в таблицу:

Результаты вычислений запишем в таблицу:

4. Воспользуемся калькулятором для оценки границ случайной погрешности

Результаты измерений вносим в калькулятор:

1. Включим калькулятор, клавиша «ON».

2. Нажмем клавишу «MODE» . Войдем в режим статистики.

На дисплее видно указание « 2: STAT».

3. Для входа в режим статистики нажмем клавишу с цифрой «2».

4. На дисплее найдем указание о расчете параметров экспериментов, в которых проводятся многократные измерения одной и той же величины «1: 1-VAR» , нажмем клавишу с цифрой «1».

5. Откроется таблица с одной колонкой.

Внесем в таблицу результаты опытов:

набираете результат 25,12

набираете результат 25,33

набираете результат 23,03

Расчет погрешности измерения

1. Входим в режим расчетов, нажимаем клавишу «АС».

2. Для входа в режим статистических расчетов нажимаем сначала «OPTN» , затем нажимаем клавишу с цифрой «2» (функция этой клавиши — статистика).

3. На дисплее видим:

Округлим до сотых

Среднее значение = 24,50 а.е.м. (верхняя строчка)

С реднеквадратичное отклонение = 1, 04 а.е.м.

Среднеквадратичное отклонение измеряется в единицах измерения самой случайной величины и используется при расчёте стандартной ошибки среднего арифметического.

Рассчитаем погрешность среднего

Вывод: относительная атомная масса исследуемого вещества равна

Аr = 24, 50 ± 0,60 (а.е.м.)

8. Хомченко И.Г. Общая химия, М, Химия, 1990;

9. Энциклопедический словарь юного химика. Сост Крицман В.А., Станцо В.В., М, Педагогика, 1996

Старт в науке

Учредителями Конкурса являются Международная ассоциация учёных, преподавателей и специалистов – Российская Академия Естествознания, редакция научного журнала «Международный школьный научный вестник», редакция журнала «Старт в науке».

Источник

Способы определения атомных масс

Атомная теплоемкость – это произведение молярной массы элемента на удельную теплоемкость простого вещества. Согласно правилу атомных теплоемкостей эта величина для большинства простых веществ в твердом состоянии приблизительно одинакова и в среднем равна 25 Дж/моль×К (правило Дюлонга-Пти). Этот метод используется только для металлов и дает Приближенное значение искомой величины.

Пример 9. 0,5 г металла, реагируя с избытком кислоты, вытесняют при н. у. 100 мл водорода. Удельная теплоемкость металла равна 0,23 Дж/г×К. рассчитать точное значение атомной массы металла.

Решение .

Вначале определяют приближенное значение атомной массы металла:

.

Затем вычисляют эквивалент металла:

0,5 г вытесняют при н. у. 0,1 л

г вытесняют при н. у. 11,2 л

.

Находят валентность металла, а затем его точную атомную массу:

;

.

— метод Канниццаро

Находят массовую долю элемента в нескольких его соединениях и молекулярные массы этих соединений, а затем рассчитывают, какая масса элемента содержится в 1 моль каждого вещества. Наименьшая из найденных величин в большинстве случаев, когда хотя бы одно из выбранных веществ содержит в молекуле один атом элемента, представляет собой атомную массу элемента.

Возможные значения находят из пропорций:

.

— метод, основанный на явлении изоморфизма

Изоморфными называют соединения, имеющие одинаковую кристаллическую структуру.

Пример 10. Оксид одного из редкоземельных элементов изоморфен хлориду натрия и содержит 9,52 % кислорода по массе. Определите и назовите его.

Решение .

Оксид, полиморфный , должен иметь сходный состав – .

Атомную массу находим из пропорции:

В оксиде на 9,52 г кислорода приходится (100 – 9,52) г элемента

В оксиде на 16 г кислорода приходится Х г элемента

Европий .

Задачи для самостоятельного решения

1.5.1. Найти относительную атомную массу кремния и серы по следующим экспериментальным данным для ряда их соединений:

Источник

Некоторые методы определения атомных масс химических элементов

Метод Авогадро. Закон Авогадро позволяет определить молекулярные массы газов. С другой стороны, результаты изучения объёмных соотношений газов, вступающих в реакцию, и полученных газообразных продуктов позволяют определить число атомов в молекуле. Так, при взаимодействии одного объёма хлора с одним объёмом водорода образуются два объёма хлороводорода. Из этого следует, что молекула хлора, как и молекула водорода, состоит из двух атомов. Аналогично было установлено, что молекулы других простых газов, таких как кислород, азот, также двухатомны. Атомную массу перечисленных газов находят делением их молекулярной массы на два.

Например, молекулярная масса хлора равна 71, следовательно его атомная масса 35,5.

О количестве атомов, входящих в состав молекул, можно также судить по их молярной теплоёмкости. Именно по результатам измерения этой характеристики благородных газов было установлено, что их молекулы одноатомны и атомная масса этих газов равна их молекулярной массе.

Метод Канниццаро.Метод применим для определения атомных масс элементов, дающих газообразные или легколетучие соединения. Для нахождения атомной массы этим методом определяют молярную массу возможно большего числа газообразных или легколетучих соединений данного элемента. Затем на основании данных анализа рассчитывают, сколько атомных единиц массы приходится на долю этого элемента в молекуле каждого из взятых соединений. Наименьшее количество данного элемента в молекуле изученных веществ и будет его атомной массой, так как в молекуле не может находиться меньше одного атома.

В таблице приведены молекулярные массы ряда соединений углерода, процентное содержание углерода в каждом из них, а также масса углерода, содержащаяся в 1 моль каждого из этих соединений.

Источник

Способы определения атомных масс

С. И. ЛЕВЧЕНКОВ
КРАТКИЙ ОЧЕРК ИСТОРИИ ХИМИИ

Учебное пособие для студентов химфака РГУ

4. ПЕРИОД КОЛИЧЕСТВЕННЫХ ЗАКОНОВ

Блестящие успехи количественных методов исследования вещества, сделавшие возможной химическую революцию, уже в начале XIX века привели к новому фундаментальному изменению в естествознании вообще и в химии в частности. За открытым Лавуазье законом сохранения массы последовал целый ряд новых количественных закономерностей – стехиометрические законы.

Первым стехиометрическим законом стал закон эквивалентов, который сформулировал немецкий химик Иеремия Вениамин Рихтер в результате проведённых им в 1791-1798 гг. опытов по изучению количеств вещества в реакциях нейтрализации и обмена, обобщённых в работе «Начальные основания стехиометрии или искусства измерения химических элементов». Первоначальная формулировка закона эквивалентов (термин «эквивалент» ввёл в 1767 г. Г. Кавендиш) была следующей: «Если одно и то же количество какой-либо кислоты нейтрализуется различными количествами двух оснований, то эти количества эквивалентны и нейтрализуются одинаковым количеством любой другой кислоты».

Открытый Рихтером закон подтвердил убеждения многих химиков в том, что химические соединения взаимодействуют не в произвольных, а в строго определённых количественных соотношениях. Однако за этим последовала длительная дискуссия о том, присуща ли такая определённость всем без исключения химическим процессам. Основным предметом дискуссии стал вопрос о том, является ли постоянным соотношение элементов в соединении, состоящем из двух или более элементов, или же состав зависит от способа получения вещества. Клод Луи Бертолле, предложивший в 1803 г. теорию химического сродства, обусловленного силами притяжения и зависящего от плотности вещества и его количества, отстаивал предположение о том, что элементный состав вещества может изменяться в некоторых пределах в зависимости от условий, в которых оно было получено (термин избирательное сродство ввёл в 17 70-е гг. Торберн Улаф Бергман для объяснения реакционной способности веществ).

Противоположных взглядов придерживался французский химик Жозеф Луи Пруст. С помощью тщательных анализов в 1799-1806 гг. он установил, что отношение количеств элементов в составе соединения всегда постоянно. Выводы Бертолле, как показал Пруст, были ошибочны из-за неточности анализов и недостаточной чистоты исходных веществ. Дискуссия двух учёных, продолжавшаяся с 1801 по 1808 г., завершилась блестящей победой Пруста. Закон постоянства состава (постоянных отношений) в итоге не просто был признан большинством химиков, но стал одним из главных химических законов. Тем не менее вопрос о причинах постоянства состава оставался открытым, поскольку из чисто аналитической концепции химического элемента это никоим образом не следует. Разрешить существующие сомнения могло лишь предположение о дискретности материи, однако атомистические взгляды по-прежнему не имели прямых экспериментальных доказательств.

Атомистическая теория Дальтона

Экспериментальное подтверждение атомной гипотезы нашёл английский химик Джон Дальтон. В начале XIX века Дальтон открыл несколько новых эмпирических закономерностей: закон парциальных давлений (закон Дальтона), закон растворимости газов в жидкостях (закон Генри-Дальтона) и, наконец, закон кратных отношений.

Объяснить эти закономерности (прежде всего закон кратных отношений), не прибегая к предположению о дискретности материи, невозможно. Основываясь на законе кратных отношений, открытом в 1803 г., и законе постоянства состава, Дальтон разработал свою атомно-молекулярную теорию, изложенную в вышедшем в 1808 г. труде «Новая система химической философии».

Основные положения теории Дальтона состояли в следующем:

1. Все вещества состоят из большого числа атомов (простых или сложных).

2. Атомы одного вещества полностью тождественны. Простые атомы абсолютно неизменны и неделимы.

3. Атомы различных элементов способны соединяться между собой в определённых соотношениях.

4. Важнейшим свойством атомов является атомный вес.

Уже в 1803 г. в лабораторном журнале Дальтона появилась первая таблица относительных атомных весов некоторых элементов и соединений; в качестве точки отсчёта Дальтон выбрал атомный вес водорода, принятый равным единице. Для обозначения атомов элементов Дальтон использовал символы в виде окружностей с различными фигурами внутри. Впоследствии Дальтон неоднократно корректировал атомные веса элементов, однако для большинства элементов им приводились неверные значения атомных весов.

Простые атомы

Сложные атомы

Кислород

Монооксид азота

Диоксид азота

Таблица Дальтона стала первым шагом на долгом пути, который предстояло пройти химии для того, чтобы величины атомных масс приняли привычные для нас значения. Разрешение проблемы определения атомных весов, потребовавшее усилий многих выдающихся учёных, заняло более пятидесяти лет! И даже после того, как проблема была в основном решена, точное определение атомным масс оставалось настолько важной задачей, что в 1914 г. американский учёный Теодор Ричардс был удостоен Нобелевской премии за уточнение атомных масс некоторых элементов.

Проблема определения атомных масс

Главное затруднение при определении атомной массы состоит в том, что необходимо установить число атомов каждого элемента, входящее в состав соединения. Дальтон был вынужден сделать допущение о том, что атомы разных элементов при образовании сложных атомов соединяются по «принципу максимальной простоты». Суть принципа заключается в следующем: если имеется лишь одно бинарное соединение двух элементов, то его молекула (сложный атом) образована одним атомом одного элемента и одним атомом другого (сложный атом является двойным в терминологии Дальтона). Тройные и более сложные атомы образуются лишь в том случае, когда имеются несколько соединений, образованных двумя элементами. Отсюда Дальтон предполагал, что молекула воды состоит из одного атома кислорода и одного атома водорода. Результатом являлось заниженное значение атомного веса кислорода, что вело, в свою очередь, к неправильному определению атомных весов металлов на основании состава оксидов. Принцип наибольшей простоты (подкреплённый авторитетом Дальтона как создателя атомно-молекулярной теории) сыграл в дальнейшем определённую негативную роль при решении проблемы атомных весов. Однако в целом атомистическая теория Дальтона составила основу всего дальнейшего развития естествознания.

Решению проблемы атомных весов способствовало открытие ещё целого ряда стехиометрических законов.

Закон объёмных отношений (закон соединения газов) открыл французский химик Жозеф Луи Гей-Люссак. В 1808 г. он показал, что газы всегда соединяются в простых объёмных соотношениях.

Амедео Авогадро ди Кваренья выдвинул в 1811 г. предположение, получившее название гипотезы (закона) Авогадро: «Равные объёмы газов при одинаковых давлении и температуре содержат одинаковое число молекул, так что плотность газов служит мерой массы их молекул и отношение объёмов при соединении суть не что иное, как отношение между числом молекул, соединяющихся между собой при образовании сложной молекулы». При выводе своего закона Авогадро использовал закон Гей-Люссака и результаты исследования электролиза воды, которое провели в 1800 г. два английских химика – Уильям Николсон и Энтони Карлайл. Николсон и Карлайл обнаружили, что объёмы выделяющихся при электролизе водорода и кислорода относятся как 2:1. Следствием из гипотезы Авогадро являлось предположение о том, что газообразные водород, кислород, азот и хлор состоят из двухатомных молекул; однако этот вывод вызвал резкие возражения. Предположение о том, что корпускулы элементарных субстанций являются сложными, казалось химикам противоречащим здравому смыслу. Молекулярная гипотеза Авогадро не была принята большинством физиков и химиков 1-й половины XIX в., которые не смогли отчётливо понять различия между атомом и молекулой. Тем не менее, в середине XIX века метод определения молекулярных масс по плотности паров получил широкое распространение.

Изучив составленные Дальтоном таблицы атомных весов, английский химик Уильям Праут высказал в 1815-1816 гг. предположение о том, что атомные веса всех элементов должны быть целочисленны и кратны атомному весу водорода. Причина этого, по мнению Праута, состоит в том, что именно водород – основа всех остальных элементов (протил, своего рода аналог первичной материи античных философов). Впрочем, эта точка зрения, известная как гипотеза Праута, хотя и произвела значительное впечатление на современников, не получила широкого признания вследствие явных противоречий с опытными данными.

Закон удельных теплоёмкостей открыли в 1819 г. французские учёные Пьер Луи Дюлонг и Алексис Терез Пти. Дюлонг и Пти показали, что удельная теплоёмкость твёрдых элементов (точнее говоря, простых веществ в твёрдом состоянии) обратно пропорциональна атомному весу; метод Дюлонга-Пти, позволял, таким образом, определять атомные веса некоторых элементов.

Немецкий химик Эйльгард Мичерлих в 1819 г. нашёл, что соединения, образованные одинаковым количеством атомов, обладают одинаковой кристаллической формой и способны образовывать смешанные кристаллы. Закон изоморфизма Мичерлиха позволил экспериментаторам делать выводы о числе атомов, образующих молекулу соединения и, следовательно, определять атомные массы элементов.

Огромный вклад в развитие химической атомистики и в решение проблемы атомных весов внёс шведский химик Йёнс Якоб Берцелиус. С 1807 г. он занялся систематическим изучением элементного состава соединений, представив огромное количество доказательств в пользу закона постоянства состава. В 1814 г. Берцелиус опубликовал первую таблицу атомных весов, в которой были приведены атомные веса 41 элемента (для составления таблицы Берцелиусу потребовалось определить состав почти 2 000 соединений!). В основу своей шкалы атомных весов Берцелиус положил атомный вес кислорода, принятый равным 100. Для определения атомных весов Берцелиус также был вынужден сделать ряд допущений (в частности, сильные основания должны были иметь состав RO₂), в результате чего атомные веса ряда элементов были определены неверно.

В 1814 г. Берцелиус подробно изложил также систему химических знаков, основанную на обозначении элементов одной или двумя буквами латинского названия элемента; число атомов элемента предлагалось указывать надстрочными цифровыми индексами (принятое в настоящее время указание числа атомов подстрочными цифрами предложил в 1834 г. Юстус Либих). Система химических знаков Берцелиуса, альтернативная крайне неудобной системе Дальтона, получила всеобщее признание и сохранилась до настоящего времени.

В дальнейшем Берцелиус продолжал работы по уточнению и исправлению атомных весов элементов, используя для этой цели законы Мичерлиха, Гей-Люссака, Дюлонга и Пти (не воспользовавшись, однако, гипотезой Авогадро; Берцелиус считал, что в равных объёмах газов содержится одинаковое число атомов.). Новые, всё более точные таблицы атомных весов Берцелиуса выходят в 1818 и 1826 годах. В последней таблице значительные ошибки имеют место лишь для атомных весов некоторых металлов.

Сводная таблица атомных весов

Источник