Добра стаття
Перевірена версія

Кількість речовини

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до навігації Перейти до пошуку
Фізична величина
Назва Кількість речовини
Позначення величини лат. n[1]
Позначення для розмірності N
Системи величин і одиниць Одиниця Розмірність
SI
Моль (mol, моль)
N

Кі́лькість речови́ни — фізична величина, що характеризує кількість специфічних однотипних структурних одиниць-елементів (частинок), з котрих складається речовина. Під структурними одиницями розуміються будь-які частинки, з яких складається речовина (атоми, молекули, іони, електрони, протони, нейтрони або будь-які інші частинки)[2].

В Міжнародній системі одиниць SI кількість речовини поряд з масою (яка теж фактично корелює з кількістю частинок) належить до основних одиниць окремого типу[3]. Таким чином, кількість речовини в системі SI не може бути виражена через інші базові одиниці. Одиниця кількості речовини називається моль. 1 моль — це кількість речовини, що містить 6.02214076×1023 (Число Авогадро) структурних формульних одиниць — реальних часток, таких як атоми, молекули, йони, електрони або протони (це визначення[4] було прийнято в листопаді 2018 року[5]; старе визначення виходило з кількості атомів у 12 грамах ізотопу вуглецю-12 — 126C).

Основні співвідношення

[ред. | ред. код]
Однакова маса — але різна кількість речовини
Однакова кількість речовини — але різна маса

Відношення числа молекул N речовини до кількості речовини n називається сталою Авогадро NA:

Стала Авогадро дорівнює[6] NA = 6.02214076×1023 моль−1, вона показує, скільки атомів або молекул міститься в одному молі речовини.

Кількість речовини n можна знайти як відношення числа N атомів або молекул речовини до сталої Авогадро NA:

Застосовуючи одиницю кількості речовини моль, слід завжди визначати, про які саме структурні елементи системи йдеться.

Рекомендовано такі кратні й частинні одиниці моля: кмоль, ммоль, мкмоль.

Похідні величини

[ред. | ред. код]

На основі моля утворено велику кількість питомих (молярних) величин, зокрема — молярна маса і молярний об'єм.[7]

Між кількістю речовини nX, масою mX порції хімічно чистої речовини X та її молярною масою MX є залежність:

До застосування рекомендовано частинну одиницю молярної маси г/моль (у SI кг/моль).

Молярний об'єм дорівнює відношенню об'єму однорідної системи V до кількості речовини n цієї системи:

До застосування рекомендовано такі частинні одиниці молярного об'єму: дм3/моль, см3/моль, допущено — позасистемну одиницю літр на моль (l/mol, L/mol; л/моль): 1 л/моль = 10−3 м3/моль.

Молярний об'єм ідеального газу за нормальних умов Т = 273,15 К; p = 101325 Па дорівнює 0,02241410 м3/моль. Цю сталу часто застосовують у розрахунках.

Іншою важливою похідною величиною є молярна концентрація[8] або концентрація речовини[9], яка визначається як кількість певної речовини у зразку розчину (або іншої суміші), поділена на об'єм зразка.

Одиницею вимірювання цієї величини в SI є моль (речовини) на літр (розчину). Так, наприклад, концентрація хлориду натрію в океанській воді зазвичай становить близько 0,599 моль/л.

У хімії прийнято читати одиницю "моль/л" як моляр і позначати її символом "М" (обидва символи стоять після числового значення).

Слід відрізняти молярну концентрацію від "молярної частки", яка являє собою кількість молей (молекул) досліджуваної речовини, поділену на загальну кількість молей (молекул) у зразку розчину, та від масової концентрації, яка являє собою масу речовини в розчині, поділену на об'єм розчину.

Використання

[ред. | ред. код]

Цю фізичну величину використовують для вимірювання макроскопічних кількостей речовин в тих випадках, коли для чисельного опису процесів, що вивчаються, необхідно брати до уваги мікроскопічну будову речовини, наприклад, в хімії, при вивченні процесів електролізу тощо.

Історично моль визначався як кількість речовини в 12 грамах ізотопу вуглецю-12. Як наслідок, маса одного моля хімічної сполуки в грамах чисельно дорівнює (для всіх практичних цілей) масі однієї молекули сполуки в дальтонах (атомних одиницях маси), а молярна маса ізотопу в грамах на моль дорівнює масовому числу. Наприклад, молекула води в середньому має масу близько 18,015 а.о.м., тоді як моль води (який містить 6,02214076×1023 молекул води) має загальну масу близько 18,015 грамів.

У хімії, завдяки закону кратних відношень, часто набагато зручніше працювати з кількістю речовини (тобто кількістю молей або молекул), ніж з масою (грамами) або об'ємом (літрами). Наприклад, хімічний факт

"1 молекула кисню (O2) реагує з 2 молекулами водню (H2) з утворенням 2 молекул води (H2O)" (2H2 + O2 → 2H2O)

можна також сформулювати так:

"1 моль O2 прореагує з 2 молями H2 з утворенням 2 моль води".

Той самий хімічний факт, виражений в термінах мас, буде виглядати інакше:

"32 г (1 моль) кисню прореагує з приблизно 4,0304 г (2 моль H2) водню з утворенням приблизно 36,0304 г (2 моль H2) водню з утворенням приблизно 36,0304 г (2 моль) води"

(і числа залежатимуть від ізотопного складу реагентів).

З точки зору об'єму, числа будуть залежати від тиску і температури реагентів і продуктів. З тих же причин концентрації реагентів і продуктів у розчині часто вказують у молях на літр, а не в грамах на літр.

Таким чином, використання кількості речовини полегшує інтерпретацію рівнянь реакцій (співвідношення між кількостями реагуючих речовин дорівнює відношенню коефіцієнтів у рівнянні).

Щоб уникнути двозначності, природу частинок слід уточнювати при будь-якому вимірюванні кількості речовини: наприклад, зразок з 1 моль молекул кисню (O2) має масу близько 32 грамів, тоді як зразок з 1 моль атомів кисню (О) має масу близько 16 грам.[7]

Кількість речовини також є зручним поняттям у термодинаміці. Наприклад, тиск певної кількості благородного газу в посудині певного об'єму за певної температури безпосередньо пов'язаний з кількістю молекул у газі (за законом ідеального газу), а не з його масою.

IUPAC рекомендує використовувати термін "кількість речовини" замість "кількість молей", так само як і масу речовини не слід називати "кількістю кілограмів".[7]

Історія

[ред. | ред. код]

Поняття «кількість речовини» було введене в науку давно. Проте вважалося, що кількість речовини не є особливою самостійною величиною, принципово відмінною від маси. Хоча після припущення Авогадро (1813 р.) про те, що рівні об'єми різних газів при однаковому тиску містять одне і те ж число молекул, кількість речовини і трактувалася як число молекул, але будучи пропорційною масі, вона тотожна їй. Уявлення про тотожність кількості речовини і маси багато в чому спиралося на переконання, що всі молекули (атоми) даної речовини в усіх відношеннях тотожні, що їх маса постійна і, отже, маса тіла або системи пропорційна числу молекул, що містяться в них. Власне, і про число молекул можна було судити тільки по масі тіла, оскільки не існувало прямих способів визначення числа молекул. Відкриття в області фізики в першій половині XX століття похитнули переконання в тотожності маси і кількості речовини.

Одиниця кількості речовини — моль також була відома ще в XIX ст. Але до недавнього часу моль розглядався як індивідуальна одиниця маси. Індивідуальна в тому сенсі, що розмір цієї одиниці для кожної речовини був особливий. Слово «моль» походить від латинського слова «moles» і означає кількість, масу або рахункову множину. З цих трьох понять остання — рахункова множина найточніше виражає сучасне розуміння моля. У визначенні моля не вказується точне число структур елементів, що містяться в ньому. Прийнято вважати його рівним числовому значенню сталої Авогадро NA.

Основні етапи

[ред. | ред. код]

Алхіміки та особливо ранні металурги, ймовірно, мали певне уявлення про кількість речовини, але не збереглося жодних записів якихось узагальнень цієї ідеї. У 1758 р. М. В. Ломоносов поставив під сумнів ідею, що маса є єдиною мірою кількості матерії[10], але він зробив це лише по відношенню до його теорії гравітації. Розвиток поняття про кількість речовини збігся із народженням сучасної хімії, і був вкрай важливим для неї.

Концепція атомів поставила питання їх ваги. Хоча багато хто скептично поставився до реальності атомів, хіміки швидко знайшли атомні ваги, що стали безцінним інструментом у вираженні стехіометричного відношення.

  • 1808: Публікація Нової системи хімічної філософії Дальтона, що містить першу таблицю атомних ваг (на основі H = 1).[14]
  • 1809: Закон об'ємних відносин Гей-Люссака, що свідчить про цілісний взаємозв'язок між обсягами реагентів і продуктів в хімічних реакціях газів.[15]
  • 1811: Амедео Авогадро висуває гіпотезу про те, що однакові обсяги різних газів (за однакової температури та тиску) містять однакове число часток, відому наразі як Закон Авогадро.[16]
  • 1813/1814: Єнс Якоб Берцеліус публікує першу з декількох таблиць атомних ваг на основі масштабу O = 100.[11][17][18]
  • 1815: Прут публікує свою гіпотезу про те, що всі атомні ваги цілі та кратні атомній вазі водню.[19] Гіпотезу пізніше відкинуто, враховуючи спостережувану атомну вагу хлору (приблизно 35,5 відносно водню).
  • 1819: Закон Дюлонга — Пті, що стосується співвідношення атомної ваги твердого елемента та його питомої теплоємності.[20]
  • 1819: Робота Ейльгард Мітчерліх про кристалічний ізоморфізм дозволяє прояснити багато хімічних формул, та вирішує кілька неоднозначностей при розрахунку атомних ваг.[11]
  • 1834: Клапейрон встановлює закон про ідеальний газ.[21]

Рівняння стану ідеального газу було першим з багатьох виявлених закономірностей у співвідношеннях між кількістю атомів або молекул в системі та іншими фізичними властивостями системи, незалежно від своєї маси. Проте, цього було недостатньо, щоб переконати всіх вчених про існування атомів і молекул, багато хто вважав це просто корисним інструментом для розрахунку.

На межі ХХ століття, поняття атомних та молекулярних утворень стало загальноприйнятим, але залишалося багато питань, зокрема про великі розміри атомів та їх кількість в цьому зразку. Паралельний розвиток мас-спектрометрії, починаючи з 1886 р., підтримує поняття атомної та молекулярної маси і забезпечує інструментарій прямого відносного вимірювання.

  • 1905: Стаття Ейнштейна про броунівський рух розсіює будь-які останні сумніви щодо фізичної дійсності атомів і відкриває шлях для точного визначення їхньої маси.
  • 1909: Перрен вводить поняття сталої Авогадро і визначає її значення.
  • 1913: Відкриття ізотопів нерадіоактивних елементів Содді та Томсоном.
  • 1914: Річардс отримує Нобелівську премію з хімії за «визначення атомної ваги великої кількості елементів».[25]
  • 1920: Астон пропонує правило цілого числа — оновлену версію гіпотези Прута.
  • 1921: Содді отримує Нобелівську премію з хімії «за роботу з хімії радіоактивних речовин та досліджень ізотопів».[26]
  • 1922: Астон отримує Нобелівську премію з хімії «за його відкриття ізотопів у великій кількості нерадіоактивних елементів і за його правило цілих чисел»[27].
  • 1926: Перрін отримує Нобелівську премію з фізики — частково за його роботу з вимірювання константи Авогадро.[28]
  • 1959/1960: Уніфікована шкала атомних ваг на основі 12C = 12 прийнята IUPAP та IUPAC.
  • 1968: Моль рекомендований для включення до Міжнародної системи одиниць (SI) Міжнародним комітетом мір і ваг (CIPM).
  • 1972: Моль визнається як основна одиниця SI для кількості речовини.
  • 2018-2019: IUPAC затвердив[5] нове визначення[4] молю. Уточнене значення сталої Авогадро набрало чинності 20.05.2019[6].

Примітки

[ред. | ред. код]
  1. ↑ Кількість речовини не рекомендовано позначати грецькою літерою ν (ню), бо цією літерою в хімічній термодинаміці позначають стехіометричний коефіцієнт речовини у реакції.
  2. ↑ Chemistry (IUPAC), The International Union of Pure and Applied. IUPAC - amount of substance (A00297). goldbook.iupac.org. doi:10.1351/goldbook.a00297. Процитовано 1 вересня 2023.
  3. ↑ Рішенням XIV Генеральної конференції з мір і вагів (1971 р.) одиниця кількості речовини «моль» була затверджена як сьома основна одиниця Міжнародної системи.
  4. ↑ а б IUPAC: "A new definition of the mole has arrived." Архів оригіналу за 5 серпня 2018. Процитовано 18 листопада 2018.
  5. ↑ а б IUPAC: "On the revision of the International system of units." Архів оригіналу за 9 травня 2019. Процитовано 18 листопада 2018.
  6. ↑ а б Архівована копія (PDF). Архів оригіналу (PDF) за 19 вересня 2019. Процитовано 27 травня 2019.{{cite web}}: Обслуговування CS1: Сторінки з текстом «archived copy» як значення параметру title (посилання)
  7. ↑ а б в International Union of Pure and Applied Chemistry (1993). Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry, 2nd edition, Oxford: Blackwell Science. ISBN 0-632-03583-8. Electronic version.
  8. ↑ Chemistry (IUPAC), The International Union of Pure and Applied. IUPAC - amount concentration (A00295). goldbook.iupac.org. doi:10.1351/goldbook.a00295. Процитовано 3 вересня 2023.
  9. ↑ Lehmann, H. P.; Fuentes-Arderiu, X.; Bertello, L. F. (1 січня 1996). Glossary of terms in quantities and units in Clinical Chemistry (IUPAC-IFCC Recommendations 1996). Pure and Applied Chemistry (англ.). Т. 68, № 4. с. 957—1000. doi:10.1351/pac199668040957. ISSN 1365-3075. Процитовано 3 вересня 2023.
  10. ↑ Lomonosov, Mikhail (1970). On the Relation of the Amount of Material and Weight. У Leicester, Henry M. (ред.). Mikhail Vasil'evich Lomonosov on the Corpuscular Theory. Cambridge, MA: Harvard University Press. с. 224—33 — через Internet Archive.
  11. ↑ а б в г д Atome. Grand dictionnaire universel du XIXe siècle. Paris: Pierre Larousse. 1: 868—73. 1866.. (фр.)
  12. ↑ Lavoisier, Antoine (1789). Traité élémentaire de chimie, présenté dans un ordre nouveau et d'après les découvertes modernes. Paris: Chez Cuchet. Архів оригіналу за 28 квітня 2021. Процитовано 23 вересня 2018.. (фр.)
  13. ↑ Dalton, John (1805). On the Absorption of Gases by Water and Other Liquids. Memoirs of the Literary and Philosophical Society of Manchester, 2nd Series. 1: 271—87. Архів оригіналу за 4 червня 2016. Процитовано 23 вересня 2018.
  14. ↑ Dalton, John (1808). A New System of Chemical Philosophy. Manchester.
  15. ↑ Gay-Lussac, Joseph Louis (1809). Memoire sur la combinaison des substances gazeuses, les unes avec les autres. Mémoires de la Société d'Arcueil. 2: 207. English translation [Архівовано 13 лютого 2014 у Wayback Machine.].
  16. ↑ Avogadro, Amedeo (1811). Essai d'une maniere de determiner les masses relatives des molecules elementaires des corps, et les proportions selon lesquelles elles entrent dans ces combinaisons. Journal de Physique. 73: 58—76. English translation [Архівовано 12 травня 2019 у Wayback Machine.].
  17. ↑ Excerpts from Berzelius' essay: Part II [Архівовано 2 березня 2021 у Wayback Machine.]; Part III [Архівовано 7 червня 2010 у Wayback Machine.].
  18. ↑ Berzelius' first atomic weight measurements were published in Swedish in 1810: Hisinger, W.; Berzelius, J.J. (1810). Forsok rorande de bestamda proportioner, havari den oorganiska naturens bestandsdelar finnas forenada. Afh. Fys., Kemi Mineral. 3: 162.
  19. ↑ Prout, William (1815). On the relation between the specific gravities of bodies in their gaseous state and the weights of their atoms. Annals of Philosophy. 6: 321—30. Архів оригіналу за 31 серпня 2006. Процитовано 23 вересня 2018.
  20. ↑ Petit, Alexis Thérèse; Dulong, Pierre-Louis (1819). Recherches sur quelques points importants de la Théorie de la Chaleur. Annales de Chimie et de Physique. 10: 395—413. English translation [Архівовано 22 січня 2009 у Wayback Machine.]
  21. ↑ Clapeyron, Émile (1834). Puissance motrice de la chaleur. Journal de l'École Royale Polytechnique. 14 (23): 153—90.
  22. ↑ Wurtz'sAccount of the Sessions of the International Congress of Chemists in Karlsruhe, on 3, 4, and 5 September 1860 [Архівовано 7 травня 2016 у Wayback Machine.].
  23. ↑ Ostwald, Wilhelm (1893). Hand- und Hilfsbuch zur ausführung physiko-chemischer Messungen. Leipzig.
  24. ↑ Helm, Georg (1897). The Principles of Mathematical Chemistry: The Energetics of Chemical Phenomena. New York: Wiley. с. 6.
  25. ↑ Söderbaum, H.G. (November 11, 1915). Statement regarding the 1914 Nobel Prize in Chemistry [Архівовано 1 листопада 2006 у Wayback Machine.].
  26. ↑ Söderbaum, H.G. (December 10, 1921). Presentation Speech for the 1921 Nobel Prize in Chemistry [Архівовано 24 серпня 2017 у Wayback Machine.].
  27. ↑ The Nobel Prize in Chemistry 1922. NobelPrize.org (амер.). Процитовано 3 вересня 2023.
  28. ↑ Oseen, C.W.[en] (December 10, 1926). Presentation Speech for the 1926 Nobel Prize in Physics [Архівовано 16 березня 2017 у Wayback Machine.].

Тематичні ресурси

[ред. | ред. код]


Отримано з https://uk.wikipedia.org/w/index.php?title=Кількість_речовини&oldid=43796639