Hur man hittar molar massa

Molmassa är en fysikalisk egenskap hos ämnen. Det är mycket användbart för att analysera, jämföra och förutsäga andra fysikaliska och kemiska egenskaper som täthet, smältpunkt, kokpunkt och mängden substans som reagerar med ett annat ämne i ett system. Det finns mer än en metod för att beräkna molmassan. Några av dessa metoder inkluderar att använda den direkta ekvationen, tillsätta atommassorna av olika element i en förening och använda kokpunktshöjd eller fryspunktsdepression. Några av dessa viktiga metoder kommer att diskuteras kortfattat i den här artikeln. 

Viktiga områden som omfattas

1. Vad är Molar Mass
      - Definition, ekvation för beräkning, förklaring
2. Hur man hittar molar massa
      - Metoder för att bestämma molmassan
3.Vad är betydelsen av att känna molarmassan av en substans
      - Användningar av Molar Mass

Nyckelord: Avogadros nummer, kokpunkt, Calusius-Clapeyron, Kryoskopisk Konstant, Ebullioskopisk Konstant, Fryspunkt, Smältpunkt, Molalitet, Molärmassa, Molekylvikt, Osmotiskt tryck, Relativ atommassa

Vad är Molar Mass

Molmassa är massan av en mol av en viss substans. Den vanligast använda enheten för en substans molära massa är gmol^-1. SI-enheten för molvikt är emellertid kgmol^-1 (eller kg / mol). Molmassan kan beräknas med användning av följande ekvation.

Molmassa = Substansmassa (kg) / Mängden substans (Mol)

Mole eller mol är den enhet som används för att mäta mängden av ett ämne. En mol av ett ämne är lika med ett mycket stort antal, 6,023 x 10²³ av atomer (eller molekyler) som substansen är tillverkad av. Detta nummer heter Avogadros nummer. Det är en konstant, oavsett vilken typ av atom som är, en mol av den är lika med den mängd atomer (eller molekyler). Därför kan molmassan ges en ny definition, det vill säga molmassa är den totala massan av 6,023 x 10²³ atomer (eller molekyler) av en viss substans. För att undvika förvirring, ta en titt på följande exempel.

• Förening A är sammansatt av A-molekyler.
• Förening B är sammansatt av B-molekyler.
• En mol av förening A är sammansatt av 6,023 x 10²³ av A-molekyler.
• En mol av förening B är sammansatt av 6,023 x 10²³ av B molekyler.
• Molär massa av förening A är summan av massor av 6,023 x 10²³ En molekyler.
• Molär massa av förening B är summan av massor av 6,023 x 10²³ B molekyler.

Nu kan vi tillämpa detta på riktiga ämnen. En mol H₂O är sammansatt av 6,023 x 10²³ H₂O molekyler. Den totala massan av 6,023 x 10²³ H₂O molekyler är ca 18 g. Därför är molmassan av H₂O är 18 g / mol.

Hur man hittar molar massa

En substans molära massa kan beräknas med användning av flera metoder såsom;

1. Använda atommassor
2. Använda ekvationen för beräkning av molmassan
3. Från kokpunktshöjd
4. Från fryspunktsdepression
5. Från osmotiskt tryck

Dessa metoder diskuteras i detalj nedan.

Användning av atommassor

Molmassan hos en molekyl kan bestämmas med användning av atommassor. Detta kan göras helt enkelt genom tillsats av molära massor av varje närvarande atom. Molmassa av ett element ges som nedan.

Molmassa av ett element = Relativ atomvikt x molmassekonstant (g / mol)

Relativ atommassa är en atoms massa i förhållande till massan av kol-12-atom och den har inga enheter. Detta förhållande kan ges enligt följande.

Molekylvikt av A = Massa av en molekyl A / [Massa av ett kol-12 atom x (1/12)]

Låt oss överväga att följa exempel för att förstå denna teknik. Följande är beräkningarna för föreningar med samma atom, kombination av flera olika atomer och kombination av ett stort antal atomer.

• Molarnas massa av H₂

o Typ av atomer närvarande = Två H-atomer
o Relativa atommassor = 1,00794 (H)
o Molmassa av varje atom = 1,00794 g / mol (H)
o Molär massa av förening = (2 x 1,00794) g / mol
                                                   = 2,01588 g / mol

• Molär massa av HCl

o Typ av atomer närvarande = En H-atom och en Cl-atom
o Relativa atommassor = 1,00794 (H) + 35,453 (Cl)
o Molärmassa av varje atom = 1,00794 g / mol (H) + 35,453 g / mol (Cl)
o Molär massa av förening = (1 x 1,00794) + (1 x 35 453) g / mol
                                                   = 36,46094 g / mol

• Molmassa av C₆H₁₂O₆

o Typ av atomer närvarande = 6 C-atomer, 12 H-atomer och 6O-Cl-atomer
o Relativa atommassor = 12,0107 (C) + 1,00794 (H) + 15,999 (O)
o Molärmassa av varje atom = 12,0107 g / mol + 1,00794 g / mol (H) + 15,999 g / mol (O)
o Molär massa av förening = (6 x 12,0107) + (12 x 1,00794) + (6 x 15,999) g / mol
                                                   = 180,15348 g / mol

Använda ekvationen

Molmassan kan beräknas med användning av ekvationen ges nedan. Denna ekvation används för att bestämma en okänd förening. Tänk på följande exempel.

Molmassa = Massans massa (kg) / Mängden substans (mol)

• Föreningen D är i en lösning. Detaljerna anges som följer.
  • Förening D är en stark bas.
  • Det kan släppa en H⁺ jon per molekyl.
  • Lösningen av förening D framställdes med användning av 0,599 g förening D.
  • Den reagerar med HCl i förhållandet 1: 1

Därefter kan bestämningen göras genom en syrabas-titrering. Eftersom det är en stark bas, titrera lösningen med en stark syra (Ex: HCl, 1,0 mol / L) i närvaro av fenolftaleinindikatorn. Färgförändringen indikerar slutpunkten (ex: när 15,00 ml HCl tillsättes) av titreringen och nu titreras alla molekyler av den okända basen med den tillsatta syran. Då kan molmassan hos den okända föreningen bestämmas enligt följande.

o Mängden syre reagerat = 1,0 mol / L x 15,00 x 10-3 L
                                                                          = 1,5 x 10-2 mol
o Mängden bas reagerade därmed = 1,5 x 10-2 mol
o Molmassan av förening D = 0,599 g / 1,5 x 10-2 mol
                                                                          = 39,933 g / mol
o Då kan den okända föreningen D förutses som NaOH. (Men för att bekräfta detta borde vi göra ytterligare analyser).

Från kokpunktshöjd

Kokpunktshöjd är fenomenet som beskriver att tillsatsen av en förening till ett rent lösningsmedel skulle öka kokpunkten för den blandningen till en högre kokpunkt än den för det rena lösningsmedlet. Därför kan molmassan hos den tillsatta föreningen hittas med användning av temperaturskillnaden mellan två kokpunkter. Om kokpunkten för det rena lösningsmedlet är T_{lösningsmedel} och lösningens kokpunkt (med den tillsatta föreningen) är T_lösning, Skillnaden mellan två kokpunkter kan ges enligt nedan.

ΔT = T_lösning - T_{lösningsmedel}

Med hjälp av Clausius-Clapeyron-förhållandet och Raoults lag kan vi få ett förhållande mellan ΔT och molalitet av lösningen. 

ΔT = K_b . M

Där K_b är ebullioskopisk konstant och beror endast på lösningsmedlets egenskaper och M är molaliteten

Från ovanstående ekvation kan vi få ett värde för lösningens molalitet. Eftersom mängden lösningsmedel som används för framställning av denna lösning är känt kan vi hitta värdet för mol av den tillsatta föreningen.

Molalitet = Mol av tillsatt tillsats (mol) / Massa av rent lösningsmedel som används (kg)

Nu när vi känner till molen av föreningen i lösningen och massan av föreningen som tillsätts kan vi bestämma molarnas massa av föreningen.

Molär massa = Massa av förening (g) / Mol av förening (mol)

Figur 01: Kokpunktsupphöjning och fryspunktsdepression

Från fryspunktsdepression

Fryspunktsdepression är motsatt av kokpunktshöjd. Ibland, när en förening sätts till ett lösningsmedel sänks lösningens fryspunkt än den för det rena lösningsmedlet. Då är ovanstående ekvationer lite modifierade.

ΔT = T_lösning - T_{lösningsmedel}

ΔT-värdet är ett minusvärde eftersom kokpunkten nu är lägre än initialvärdet. Molaliteten av lösningen kan erhållas på samma sätt som vid kokpunkts höjdmetod.

ΔT = K_f . M

Här är K_f  är känd som den kryoskopiska konstanten. Det är endast beroende av lösningsmedlets egenskaper.

Resten av beräkningarna är desamma som vid kokpunkts höjdmetod. Här kan molerna av den tillsatta föreningen också beräknas med användning av nedanstående ekvation.

Molalitet = Mol av förening (mol) / Massa av lösningsmedel som användes (kg)

Då kan molmassan beräknas med användning av värdet för mol av tillsatt förening och massan av föreningen tillsatt.

Molär massa = Massa av förening (g) / Mol av förening (mol)

Från osmotiskt tryck

Osmotiskt tryck är det tryck som behövs för att undvika att ett rent lösningsmedel passerar till en given lösning genom osmos. Det osmotiska trycket kan ges i under ekvationen.

Π = MRT

Var, Π är det osmotiska trycket,
             M är lösningens molaritet
             R är universalgaskonstanten
             T är temperaturen

Molariteten av lösningen ges genom följande ekvation.

Molaritet = Mol av förening (mol) / Volym av lösning (L)

Volymen av lösningen kan mätas och molariteten kan beräknas som ovan. Därför kan molen av föreningen i lösningen mätas. Då kan molmassan bestämmas.

Molär massa = Massa av förening (g) / Mol av förening (mol)

Vad är betydelsen av att känna molarmassan av en substans

• Molära massor av olika föreningar kan användas för att jämföra smältpunkterna och kokpunkten för dessa föreningar.
• Molär massa används för att bestämma massprocentandelarna av atomer som är närvarande i en förening.
• Molmassa är mycket viktigt vid kemiska reaktioner för att ta reda på mängderna av en viss reaktant som har reagerat eller för att hitta mängden av produkten som kan erhållas.
• Att veta de molära massorna är väldigt viktigt innan en experimentell inställning är utformad.

Sammanfattning

Det finns flera metoder för att beräkna den molära massan av en given förening. Det enklaste sättet bland dem är tillsatsen av molära massor av element närvarande i den föreningen.

referenser:

1. "Mole." Encyclopædia Britannica. Encyclopædia Britannica, inc., 24 april 2017. Web. Tillgänglig här. 22 juni 2017. 
2. Helmenstine, Anne Marie. "Hur man beräknar Molar Mass." ThoughtCo. N.p., n.d. Webb. Tillgänglig här. 22 juni 2017.
3. Robinson, Bill. "Bestämning av molär massa." Chem.purdue.edu. N.p., n.d. Webb. Tillgänglig här. 22 juni 2017.
4. "Fryspunktsdepression". Kemi LibreTexts. Libretexts, 21 juli 2016. Web. Finns här 22 juni 2017. 

Image Courtesy:

1. "Fryspunktsdepression och kokpunktshöjd" Av Tomas er - Egent arbete (CC BY-SA 3.0) via Wikimedia Commons