16.

Диаметр ядра атома равен примерно 10–13 – 10–12 см и составляет 0,0001 диаметра атома. Однако, практически вся масса атома (99,95-99,98%) сосредоточена в ядре. Если бы удалось получить 1 см3 чистого ядерного вещества, масса его составила бы 100–200 млн.т. Масса ядра атома в несколько тысяч раз превосходит массу всех входящих в состав атома электронов.

Протон – элементарная частица, ядро атома водорода. Масса протона равна 1,6721 х 10–27 кг, она в 1836 раз больше массы электрона. Электрический заряд положителен и равен 1,66 х 10–19 Кл. Кулон – единица электрического заряда, равная количеству электричества, проходящему через поперечное сечение проводника за время 1с при неизменной силе тока 1А (ампер).

Каждый атом любого элемента содержит в ядре определенное число протонов. Это число постоянное для данного элемента и определяет его физические и химические свойства. То есть от количества протонов зависит, с каким химическим элементом мы имеем дело. Например, если в ядре один протон – это водород, если 26 протонов – это железо. Число протонов в атомном ядре определяет заряд ядра (зарядовое число Z) и порядковый номер элемента в периодической системе элементов Д.И. Менделеева (атомный номер элемента).

Нейтрон – электрически нейтральная частица с массой 1,6749 х 10–27кг, в 1839 раз больше массы электрона. Нейрон в свободном состоянии – нестабильная частица, он самостоятельно превращается в протон с испусканием электрона и антинейтрино. Период полураспада нейтронов (время, в течение которого распадается половина первоначального количества нейтронов) равен примерно 12 мин. Однако в связанном состоянии внутри стабильных атомных ядер он стабилен. Общее число нуклонов (протонов и нейтронов) в ядре называют массовым числом (атомной массой – А). Число нейтронов, входящих в состав ядра, равно разности между массовым и зарядовым числами: N = A – Z.

Электрон – элементарная частица, носитель наименьшей массы – 0,91095х10–27г и наименьшего электрического заряда – 1,6021х10–19 Кл. Это отрицательно заряженная частица. Число электронов в атоме равно числу протонов в ядре, т.е. атом электрически нейтрален.

Позитрон – элементарная частица с положительным электрическим зарядом, античастица по отношению к электрону. Масса электрона и позитрона равны, а электрические заряды равны по абсолютной величине, но противоположны по знаку.

Радиоактивность – свойство некоторых нуклидов подвергаться радиоактивному распаду.

. Радионуклид – нуклид, испускающий ионизирующее излучение. Радиация, или ионизирующее излучение – это частицы или гамма- кванты, энергия которых достаточно велика, чтобы при воздействии на вещество создавать ионы разных знаков.

Радиоактивность подразделяют на естественную (наблюдающуюся у существующих в природных условиях изотопов) и искусственную (связанную с радионуклидами, получаемыми в результате ядерных реакций, осуществляемых на ускорителях и ядерных реакторах). Принципиальной разницы между природной и искусственной радиацией не существует, ибо свойства изотопа не зависят от способа его образования, и радиоактивный изотоп, полученный искусственным путём, ничем не отличается от такого же самого природного изотопа.

Альфа - распад

Альфа-частицы испускаются только тяжелыми ядрами, т.е. содержащими большое число протонов и нейтронов. Прочность тяжелых ядер мала. Для того, чтобы покинуть ядро, нуклон должен преодолеть ядерные силы, а для этого он должен обладать достаточной энергией.

При объединении двух протонов и двух нейтронов в альфа-частицу ядерные силы в подобном сочетании (между нуклонами частицы) являются наиболее крепкими, а связи с другими нуклонами слабее, поэтому альфа-частица способна "выйти" из ядра. Вылетевшая альфа-частица уносит положительный заряд в 2 единицы и массу в 4 единицы.

В результате альфа- распада радиоактивный элемент превращается в другой элемент, порядковый номер которого на 2 единицы, а массовое число на 4 единицы, меньше.

То ядро, которое распадается, называют материнским, а образовавшееся дочерним.

Дочернее ядро оказывается обычно тоже радиоактивным и через некоторое время распадается.

Процесс радиоактивного распада происходит до тех пор, пока не появится стабильное ядро, чаще всего ядро свинца или висмута.

Бета-распад

Явление бета-распада состоит в том, что ядра некоторых элементов самопроизвольно испускаютэлектроны и элементарную частицу очень малой массы - антинейтрино.

Так как электронов в ядрах нет, то появление бета-лучей из ядра атома можно объяснить способностью нейтронов ядра распадаться на протон, электрон и антинейтрино. Появившийся протон переходит во вновь образующееся ядро. Электрон, вылетающий из ядра, и является частицей бета- излучения.

Такой процесс распада нейтронов характерен для ядер с большим количеством нейтронов.

В результате бета-распада образуется новое ядро с таким же массовым числом, но с большим на единицу зарядом.

Гамма - распад - не существует

В процессе радиоактивного излучения ядра атомов могут испускать гамма-кванты. Испускание гамма-квантов не сопровождается распадом ядра атома.

Гамма излучение зачастую сопровождает явления альфа- или бета-распада.

При альфа- и бета-распаде новое возникшее ядро первоначально находится в возбужденном состоянии и , когда оно переходит в нормальное состояние, то испускает гамма-кванты (в оптическом или рентгеновском диапазоне волн).

Так как радиоактивное излучение состоит из альфа-частиц, бета-частиц и гамма-квантов (т.е. ядер атома гелия, электронов и гамма-квантов), то явление радиоактивности сопровождается потерей массы и энергии ядра, атома и вещества в целом.

Доказательством того, что радиоактивное излучение несет энергию, является опыт, показывающий, что при поглощении радиоактивного излучения вещество нагревается.

14. Подоболочки электронов. Каждая оболочка может быть заняталюбым числом электронов вплоть до максимального значения для данной оболочки. Конфигурации из 2, 8, 18 и 32 электронов в оболочке являются, однако, наиболее устойчивыми так, 7У-оболочка криптона содержит 8 электронов, ксенона — 18 и радона — 32 электрона. Устойчивость этих чисел электронов обусловлена тем, что каждая оболочка (за исключением ЛГ-оболочки) состоит из двух или более подоболочек, обладающих различной устойчивостью. -оболочка содержит 25-подоболочку из двух  электронов и 2р-подоболочки

В ходе заполнения -под     обол очки (ее построение начинается у атома с Z = 125), а затем и /-подоболочки в основных состояниях электронных конфигураций атомов сохраняются электроны с меньшими значениями I (а именно р-, й- и /-электроны). В то же время в атомах лантаноидов и актиноидов нри систематическом заполнении /-подоболочек -электроны восновных состояниях атомов не содержатся. Подобное обстоятельство и позволяет говорить о резком размывании периодичности в восьмом периоде, поскольку сколь-либо определенные границы между 8р-, 7й-, 6/- и 5g-пoд обол  очками отсутствуют

Основываясь на     химических свойствах веществ и на раннейатомной теории прежде различали два типа химических связей — ионную и ковалентную, а стабильность или инертность веществ ставили в зависимость от заполнения оболочек электронной конфигурации инертных газов (ns ns np , п — 1) d ns np и т. д.). Позднейшими исследованиями было найдено, что мера стабильности связана также с полузаполненными или заполненными подоболочками электронов(например, rtd , nd )

13. КВАНТОВАЯ МЕХАНИКА, фундаментальная физическая теория динамического поведения всех элементарных форм вещества и излучения, а также их взаимодействий. Квантовая механика представляет собой теоретическую основу, на которой строится современная теория атомов, атомных ядер, молекул и физических тел, а также элементарных частиц, из которых все это состоит.

Квантовая механика была создана учеными, стремившимися понять, как устроен атом. Атомные процессы в течение многих лет изучали физики и особенно химики; при изложении данного вопроса мы будем, не вдаваясь в подробности теории, следовать историческому ходу развития предмета. См. также АТОМ.

Зарождение теории. Когда Э.Резерфорд и Н.Бор предложили в 1911 ядерную модель атома, это было подобно чуду. В самом деле, она была построена из того, что было известно уже более 200 лет. Это была, в сущности, коперниковская модель Солнечной системы, воспроизведенная в микроскопическом масштабе: в центре находится тяжелая масса, вскоре получившая название ядра, вокруг которой вращаются электроны, числом которых определяются химические свойства атома. Но мало того, за этой наглядной моделью стояла теория, которая позволила начать расчеты некоторых химических и физических свойств веществ, по крайней мере построенных из наименьших и наиболее простых атомов. Теория Бора – Резерфорда содержала ряд положений, которые здесь полезно напомнить, поскольку все они в том или ином виде сохранились и в современной теории.

Во-первых, важен вопрос о природе сил, связывающих атом. С 18 в. было известно, что электрически заряженные тела притягивают или отталкивают друг друга с силой, обратно пропорциональной квадрату расстояния между ними. Используя в качестве пробных тел альфа-частицы, возникающие в результате радиоактивных превращений, Резерфорд показал, что тот же самый закон электрического взаимодействия (закон Кулона) справедлив в масштабах, в миллион миллионов раз меньших тех, для которых он был первоначально экспериментально установлен.

Во-вторых, нужно было ответить на вопрос о том, как электроны движутся по орбитам под действием этих сил. Здесь вновь опыты Резерфорда, казалось бы, показывали (и Бор принял это в своей теории), что законы движения Ньютона, сформулированные в его Началах (Principia Mathematica, 1687), можно использовать для описания движения частиц в этих новых масштабах микромира.

В-третьих, вставал вопрос о стабильности. В ньютоновско-кулоновском атоме, как и в Солнечной системе, размеры орбит произвольны и зависят лишь от того, каким образом система была первоначально приведена в движение. Однако все атомы одного вещества одинаковы и к тому же стабильны, что совсем необъяснимо с точки зрения старых представлений. Бор высказал предположение, что атомные электроны следует рассматривать как движущиеся вокруг ядра лишь по определенным орбитам, которым отвечают определенные энергетические уровни, причем они должны испускать квант энергии в виде света, переходя с орбиты с более высокой энергией на орбиту с меньшей энергией. Такие «условия квантования» не вытекали ни из каких экспериментальных данных или теорий; они были приняты как постулаты.

На основе этих концептуальных элементов, дополненных только что развитыми в то время представлениями М.Планка и А.Эйнштейна о природе света, Бору удалось количественно объяснить весь спектр излучения атомов водорода в газоразрядной трубке и дать качественное объяснение всех основных закономерностей периодической системы элементов. К 1920 пришло время взяться за проблему спектра излучения более тяжелых атомов и вычислить интенсивность химических сил, связывающих атомы в соединениях.

Корпускулярно-волновой дуализм — теория в квантовой механике, гласящая, что в зависимости от системы отсчета поток электромагнитного излучения можно рассматривать и как поток частиц (корпускул), и как волну. В частности, свет — это и корпускулы (фотоны), и электромагнитные волны. Свет демонстрирует свойства волны в явлениях дифракции иинтерференции при масштабах, сравнимых с длиной световой волны. Например, одиночные фотоны, проходящие через двойную щель, создают на экране интерференционную картину, определяемую уравнениями Максвелла.[1]. Тем не менее, эксперимент показывает, что фотон не есть короткий импульс электромагнитного излучения, например, он не может[источник не указан 2015 дней] быть разделён на несколько пучков оптическими делителями лучей. Корпускулярные свойства света проявляются при фотоэффекте. Фотон ведет себя и как частица, которая излучается или поглощается целиком объектами, размеры которых много меньше его длины волны (например, атомными ядрами), или вообще могут считаться точечными (например,электрон).

22 Водородная связь — форма ассоциации между электроотрицательным атомом и атомом водорода H, связаннымковалентно с другим электроотрицательным атомом. В качестве электроотрицательных атомов могут выступать N, Oили F. Водородные связи могут быть межмолекулярными или внутримолекулярными. Водородная связь образуется между электроотрицательными атомами, из которых хотя бы один имеет свободную электронную пару, Таким образом, водородная связь по своему характеру является, по-видимому, электростатической; она образуется вследствие притяжения ковалентно связанного протона свободными электронами атома другой молекулы. При этомпротон находится не посредине между связываемыми им атомами (даже если они одинаковы), а ближе к тому атому, с которым он связан ковалентно.

21 Металлическая связь— связь между положительными иона¬ми в кристаллах металлов, осуществляемая за счет притяжения электронов, свободно перемещающихся по кристаллу. В соот¬ветствии с положением в периодической системе атомы металлов имеют небольшое число валентных электронов. Эти электроны достаточно слабо связаны со своими ядрами и могут легко отры¬ваться от них. В результате в кристаллической решетке металла появляются положительно заряженные ионы и свободные элек¬троны. Поэтому в кристаллической решетке металлов существует большая свобода перемещения электронов: одни из атомов будут терять свои электроны, а образующиеся ионы могут принимать эти электроны из «электронного газа». Особенности строения атомов металлов : на внешней оболочке 1-3 электрона , редко 4 ; имеют относительно большие радиусы ; в хим реакциях электроны отдают ; металы явл востановителями ,а сами при этом окисляются .св –ва .если элемент относится к разряду металла, то у него в обязательном порядке должен наблюдаться определенный перечень свойств: - наличие плотной кристаллической структуры; - выраженный блеск; - способность к электрической проводимости; - высокая степень теплопроводности; - снижение способности проводить электричество с увеличением теплового режима; - легкая отдача электронов; - тягучесть, а также ковкость; - способность образовывать различные сплавы.

18.. Согласно теории валентных связей хим. связь возникает, когда встречаются два атома имеющие неспаренные электроны. Тогда становиться возможным перекрывание электронных облаков непарных электронов. В результате этого между атомами появляется зона повышенной электронной плотности, обуславливающая хим. связь. Поскольку пребывание двух электронов в поле действия двух ядер энергетически выгоднее, чем нахождение одного электрона в поле своего ядра, в образовании ковалентных связей принимают участие все одноэлектронные облака. Таким образом, в представлении метода, ковалентная связь- это двухэлектронная (образованная парой электронов), двухцентровая(удерживает два атома) и локализованная (т.е. сосредоточенная между ядрами атомов) связь. Причина образования ковалентной связи- накопление электронной плотности между ядрами, что стягивает их (ядра), компенсируют силы отталкивания между ними и приводит к понижению потенциальной энергии системы.

10. Соли. Их классификация и хим. св-ва. Соли –продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле к-ты атомами металлов, так же продукты полн или час-го замещ гид-роксогрупп в в молекуле основания кислотным остатком. Выделяют: Средние— продукты замеще-ния катионов водорода в молекулах кислоты на катионы металла (Na2CO3, K3PO4). Кислые — про-дукты частичного замещения катионов водорода в кислотах на катионы металла (NaHCO3, K2HPO4). Осно́вные — продукты неполного замещения гидроксогрупп основания (OH-) кислотными остатка-ми ((CuOH)2CO3). По числу присутствующих в структуре катионов и анионов выделяют: Про-стые —состоящие из одного вида катионов и одного вида анионов (NaCl) Двойные —содержащие два различных катиона (KAl(SO4)2•12 H2O). Смешанные —в составе которых присутствует два раз-личных аниона (Ca(OCl)Cl). Хим св-ва средних: Вза-ют с к-тами, щелочами, в р-рах с солями, если выполняется 1 из усл реакции обмена; с более активными металлами, чем металл, входящий в состав соли; с кислотными оксидами, если выделяется газообразный оксид; При нагревании большинство солей разлогаются. Хим св-ва кислых: вза-ют с основаниями превращаясь в средние соли, с к-тами, если образ более летучая или слабая к-та, или более кислая соль; вступают в реакции обмена с др со-лями, если выполи 1 из усл реакции обмена. Хим св-ва основных: вза-ют с кислотами, превращаясь в средние соли, со щелочами, если образ более основная соль, или труднорастворимое основание, вступают в реакции обменас др солями, если выполн 1 из усл реакции обмена

9. Кислоты. Их классификация и хим св-ва. К-ты – сложные соединения, состоящие из 1 или не-скольких атомов водорода и кислотного остатка. Классификация: 1.По содержанию ато-мов кислорода: бескислородные и кислородсодержащие; 2. По количеству кислых атомов водорода :одноосновные (HNO3);двухосновные (H2SeO4);трёхосновные (H3PO4, H3BO3) многоосновные. 3. По силе: Сильные — диссоциируют практически полностью, константы диссоциации больше 1•10−3 (HNO3); Слабые — константа диссоциации меньше 1•10−3 (уксусная кислота Kд= 1,7•10−5).4. По устойчивости: Устойчивые (H2SO4); Неустойчивые (H2CO3).5. По принадлежности к классам хи-мических соединений: Неорганические (HBr); Органические (HCOOH,CH3COOH); 6. По летучести: Летучие (HNO3,H2S, HCl); Нелетучие (H2SO4) ;7. По растворимости в воде: Растворимые (H2SO4); Нерастворимые (H2SiO3); Хим. св-ва: 1. Изменяют цвет индикаторов: лакмус (фиолетовый) →красный, метилоранж→красный, фенолфтолеин→бесцветный.2. взаимодействуют с основаниями с образованием соли и воды (нейтрализация) 3. Вза-ют с осн оксидами с образ соли и воды. 4. Вза-ют с амфотерными оксидами. 5. Вза-ют с металами, сост в ряду напряж до Н. 6. Вза-ют с солями, если выполн 1 из усл реакций обмена (образ осадок, слабый электролит, выдел газ). 7. Некоторые к-ты при нагреве, или комнатной t разлагаются. Все св-ва обусловлены наличием ионов Н+.

8. Основания. Их классификация и химические свойства. Основания - это сложные вещества, состоящие из атома металла, связанного с одной или несколькими гидроксогруппами-ОН. Растворимые в воде основания называются щелочами. К щелочам относят гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2 и др.). Остальные являются нерастворимыми. Нерастворимые основания – это амфотерные гидроксиды, которые при взаимодействии с кислотами выступают как основания, а со щёлочью ведут себя, как кислоты. Химические свойства:

Щёлочи Нерастворимые основания

1.Взаимодействие с кислотами

KOH+HCl=KCl+H2O Cu(OH)2+2HCl=CuCl2+2H2O

2.Взаимодействие с кислотными оксидами

2KOH+CO2=K2CO3+H2O не характерны

3.Действие индикаторов

лакмус-синяя, фенолфталеин-малиновая окраска не изменяется

4.Взаимодействие с амфотерными оксидами

2KOH+ZnO=K2ZnO2+H2O не реагируют

5.Взаимодействие с солями, если образуется малорастворимая соль или малорастворимое основание

NaOH+CuCl2=Cu(OH)2=2NaCl не реагируют

6.При нагревании

не разлагаются(кроме LiOH) Cu(OH)2=CuO+H2O

Амфотерные гидроксиды( Al(OH)3, Zn(OH)2, Be(OH)2, Fe(OH)3 и другие.

Взаимодействуют с кислотами

Zn(OH)2+2HCl=ZnCl2+2H2O Взаимодействуют с щелочами

Al(OH)3+NaOH=Na[Al(OH)4]

7. Оксиды. Их классификация и химические свойства. Оксиды соединения элементов с кислородом. В оксидах степень окисления атома кислорода —2. К оксидам относятся все соед. элементов с кислородом, кроме содержащих атомы О, соединенные друг с другом (пероксиды, надпероксиды), и соед. фтора с кислородом (OF2 и др.). Последние следует называть не оксидами, а фторидами кислорода, т. к. степень окисления кислорода в них положительная. Они бывают солеобразующими и несолеобразующие. Солеобразующие оксиды – это оксиды, которые в результате химических реакций образуют соли. Это оксиды металлов и неметаллов, которые при взаимодействии с водой образуют соответствующие кислоты, а при взаимодействии с основаниями – соответствующие кислые и нормальные соли. Несолеобразующими оксидами называются такие оксиды, которые не образуют солей. Примером могут служить СО, N2O, NO. Солеобразующие оксиды в свою очередь бывают 3-х типов: основными (от слова «основание»), кислотными и амфотерными.

Химические свойства оксидов:

Основные Амфотерные Кислотные

Основные-реагируют с избытком кислоты с образованием соли и воды.

1.Взаимодействие с водой(оксиды щелочных и щелочноземельных мет.)

CaO+H2O=Ca(OH)2

2.Все-с кислотами

AI2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O

3.С кислотнями оксидами

CaO+CO2=CaCO3

4.С амфотерными оксидами

Li2O+Al2O3=2LiAlO2 Амфотерные (ZnO, Al2O3,Cr2O3, MnO2 )

1.Взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями.

ZnO+2HCl=ZnCl2+H2O

ZnO+2NaOH+H2O=Na2[Zn(OH)4]

2.Реагируют с основными и кислотными оксидами

ZnO+CaO=CaZnO2

ZnO+SiO2=ZnSiO3 Кислотные-реагируют с избытком щелочи с образованием соли и воды. Кислотным оксидам часто соответствуют кислоты.

1.Большинство взаимодействуют с водой

SO3+H2O=H2SO4

2.Со щелочами

NaOH+SiO2=Na2SiO3+H2O

3.С основными оксидами

SiO2+CaO=CaSiO3

4.С амфотерными оксидами

Al2O3+3SO3=Al2(SO4)3

№4

Закон сохранения массы (М. Ломоносов, 1748; А. Лавуазье, 1789): масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции.

Закон постоянства состава (Ж. Пруст, 1808): все индивидуальные вещества имеют постоянный качественный и количественный состав, независимо от способа их получения.

КРАТНЫХ ОТНОШЕНИЙ ЗАКОН: если два элемента образуют неск. соед., то массы одного элемента, приходящиеся на единицу массы другого, относятся как целые числа. Напр., в соед. NO и NO2 на 1 маc. ч. азота приходится соотв. 1,14 и 2,28 маc. ч. кислорода; отношение указанных маc. ч. кислорода равно 1:2. Кратных отношений закон обусловлен существованием атомов и молекул (в приведенном примере выполнению кратных отношений закона соответствуют формулы NO и NO2, выражающие атомный состав молекул).

Газовые законы:

Закон Бойля-Мариотта: При постоянных температуре и массе газа произведение давления газа на его объём постоянно.

P1 V1= p2 V2

Закон Гей-Люссака: при постоянном давлении объем данного количества газов прямо пропорционален температуре

V1/T1=V2/T2

Закон Шарля: при постоянном объеме давления данного количества газов, прямо пропорционально температуре (P1 )/(T1 )=P2/T2

Из этих газовых законов вытекает объединённое газовое уравнение:

P1V1/T1=P2V2/T2

Клапейрона-Менделеева уравнение, уравнение состояния идеального газа, устанавливающее связь между его объемом V, давлением р и абс. температурой Т. Имеет вид:

pV=nRT. где n - число молей газа, R = 8,31431 Дж/моль.К) - газовая постоянная.

№ 3 Атомно - молекулярное учение.

1. Молекула - наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

2.Молекулы состоят из атомов. Атом - наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Различным элементам соответствуют различные атомы.

Химический элемент - это вид атомов, характеризующийся определенными зарядами ядер и строением электронных оболочек.

Аллотропия - явление образования химическим элементом нескольких простых веществ, различающихся по строению и свойствам.

Простые вещества- молекулы, состоят из атомов одного и того же элемента.

Cложные вещества - молекулы, состоят из атомов различных химических элементов.

Относительной атомной массой химического элемента называется величина, показывающая во сколько раз масса данного атома больше 1/12 массы атома углерода. Она обозначается буквой Аr. Относительные атомные массы указаны в периодической таблице. Например Аr(Н)=1, Аr(Р)=31. Атомные массы округляем до целых величин, исключая атом хлора- Аr(Cl)=35,5.

Относительной молекулярной массой вещества называется величина, покаывающая во сколько раз масса молекулы больше 1/12 массы атома углерода. Она обозначается Мr. Вы знаете, что молекулы состоят из атомов, поэтому относительная молекулярная масса складывается из суммы атомных масс атомов, составляющих молекулу,с учётом числа атомов. Например Мr(H2SO4)=1•2+32+16•4=98.

Моль - это количество вещества, содержащее столько структурных или формульных единиц, сколько атомов содержится в 12 г (0,012 кг) изотопа 12С.

Экспериментально установлено, что в 12 г изотопа 12С и, следовательно, в одном моле любого вещества, содержится 6,02∙1023 атомов. Это важная постоянная величина –постоянная Авогадро (NА); её размерность - моль–1.

При применении понятия «моль» надо чётко представлять себе, какие структурные единицы имеются в виду. Например, один моль атомарного водорода содержит 6,02•1023 атомов Н, один моль воды содержит 6,02•1023 молекул Н2О, один моль растворённого в воде хлорида натрия содержит 6,02•1023 ионов Na+ и 6,02•1023 ионов Cl–.

Количество вещества обозначается буквой n.

Молярная масса – это масса одного моля этого вещества. Молярная масса, выраженная в граммах, численно равна относительной молекулярной массе вещества, выраженной в атомных единицах массы. Так, молекула Н2О имеет относительную массу (Мr) 18 (а.е.м.), а 1 моль Н2О (т.е. 6,02×1023 молекул) имеет массу 18 г.

Масса m, молярная масса M и количество вещества n связаны между собой простыми соотношениями:

1) n= (моль)2) М= (г/моль)3) m = n∙M (г)