Сравнивайте с английским: нажмите на абзац — оригинал откроется в окне. Кнопка EN под абзацем показывает его прямо в тексте.
Содержание
Введение
Обширное физическое свойство
Extensive physical property
В химии количество вещества (символ n) в данном образце материи определяется как отношение (n = N/NA) между числом элементарных частиц (N) и постоянной Авогадро (NA). Этими частицами обычно являются молекулы, атомы или ионы определенного вида. Конкретное вещество, для которого определяется количество вещества, может быть указано индексом, например, количество хлорида натрия (NaCl) обозначается как nNaCl. Единицей измерения количества вещества в Международной системе единиц является моль (символ: mol), основная единица. С 2019 года значение постоянной Авогадро NA определено точно. Иногда количество вещества называют химическим количеством или, в неформальном контексте, "числом молей" в данном образце материи.
In chemistry, the amount of substance (symbol n) in a given sample of matter is defined as a ratio (1=n = N/NA) between the number of elementary entities (N) and the Avogadro constant (NA). The entities are usually molecules, atoms, or ions of a specified kind. The particular substance sampled may be specified using a subscript, e. g., the amount of sodium chloride (NaCl) would be denoted as nNaCl. The unit of amount of substance in the International System of Units is the mole (symbol: mol), a base unit. Since 2019, the value of the Avogadro constant NA is defined to be exactly Sometimes, the amount of substance is referred to as the chemical amount or, informally, as the "number of moles" in a given sample of matter.
Использование
Исторически, моль определялся как количество вещества в 12 граммах изотопа углерода-12. Как следствие, масса одного моля химического соединения в граммах численно равна (для всех практических целей) массе одной молекулы этого соединения в дальтонах, а молярная масса изотопа в граммах на моль равна массовому числу. Например, молекула воды имеет массу в среднем около 18,015 дальтонов, в то время как моль воды (который содержит молекул воды) имеет общую массу около 18,015 граммов. В химии, благодаря закону кратных отношений, часто гораздо удобнее работать с количеством веществ (то есть с числом молей или молекул), чем с массами (в граммах) или объемами (в литрах). Например, химический факт "1 молекула кислорода реагирует с 2 молекулами водорода с образованием 2 молекул воды (H2O)" также может быть сформулирован как "1 моль O2 реагирует с 2 моль H2 с образованием 2 моль воды". Тот же химический факт, выраженный в терминах массы, будет выглядеть так: "32 г (1 моль) кислорода реагирует примерно с 4,0304 г (2 моль) водорода с образованием примерно 36,0304 г (2 моль) воды" (и эти значения будут зависеть от изотопного состава реагентов). Если выражать это в объеме, то значения будут зависеть от давления и температуры реагентов и продуктов. По тем же причинам концентрации реагентов и продуктов в растворе часто указываются в молях на литр, а не в граммах на литр. Количество вещества также является удобным понятием в термодинамике. Например, давление определенного количества благородного газа в сосуде заданного объема при заданной температуре напрямую связано с числом молекул в газе (согласно закону идеального газа), а не с его массой. Этот технический смысл термина "количество вещества" не следует путать с общим значением слова "количество" в английском языке. Последнее может относиться к другим величинам, таким как масса или объем, а не к числу частиц. Существуют предложения заменить "количество вещества" на более легко различимые термины, такие как энплeтия и стехиометрическое количество.
Historically, the mole was defined as the amount of substance in 12 grams of the carbon 12 isotope. As a consequence, the mass of one mole of a chemical compound, in grams, is numerically equal (for all practical purposes) to the mass of one molecule of the compound, in daltons, and the molar mass of an isotope in grams per mole is equal to the mass number. For example, a molecule of water has a mass of about 18.015 daltons on average, whereas a mole of water (which contains water molecules) has a total mass of about 18.015 grams. In chemistry, because of the law of multiple proportions, it is often much more convenient to work with amounts of substances (that is, number of moles or of molecules) than with masses (grams) or volumes (liters). For example, the chemical fact "1 molecule of oxygen will react with 2 molecules of hydrogen to make 2 molecules of water (|H2O)" can also be stated as "1 mole of |O2 will react with 2 moles of |H2 to form 2 moles of water". The same chemical fact, expressed in terms of masses, would be "32 g (1 mole) of oxygen will react with approximately 4.0304 g (2 moles of ) hydrogen to make approximately 36.0304 g (2 moles) of water" (and the numbers would depend on the isotopic composition of the reagents). In terms of volume, the numbers would depend on the pressure and temperature of the reagents and products. For the same reasons, the concentrations of reagents and products in solution are often specified in moles per liter, rather than grams per liter. The amount of substance is also a convenient concept in thermodynamics. For example, the pressure of a certain quantity of a noble gas in a recipient of a given volume, at a given temperature, is directly related to the number of molecules in the gas (through the ideal gas law), not to its mass. This technical sense of the term "amount of substance" should not be confused with the general sense of "amount" in the English language. The latter may refer to other measurements such as mass or volume, rather than the number of particles. There are proposals to replace "amount of substance" with more easily distinguishable terms, such as enplethy and stoichiometric amount.
Характер частиц
Для избежания неоднозначности, при любом измерении количества вещества необходимо уточнять природу частиц: таким образом, образец в 1 моль молекул кислорода имеет массу около 32 граммов, а образец в 1 моль атомов кислорода – около 16 граммов.
To avoid ambiguity, the nature of the particles should be specified in any measurement of the amount of substance: thus, a sample of 1 mol of molecules of oxygen has a mass of about 32 grams, whereas a sample of 1 mol of atoms of oxygen has a mass of about 16 grams.
Молярные величины (на моль)
Частное от деления некоторой обширной физической величины однородной пробы на её количество вещества является интенсивным свойством этого вещества и обычно обозначается приставкой "молярный" или суффиксом "на моль". Например, частное от деления массы пробы на её количество вещества – это молярная масса, для которой в качестве единицы СИ может использоваться килограмм на моль или грамм на моль. Для воды это примерно 18,015 г/моль, а для железа – 55,845 г/моль. Аналогично, для объема получается молярный объем, который составляет около 17,962 миллилитра на моль для жидкой воды и 7,092 мл/моль для железа при комнатной температуре. Из теплоемкости получается молярная теплоемкость, которая составляет около 75,385 Дж/(К⋅моль) для воды и около 25,10 Дж/(К⋅моль) для железа.
The quotient of some extensive physical quantity of a homogeneous sample by its amount of substance is an intensive property of the substance, usually named by the prefix "molar" or the suffix "per mole". For example, the quotient of the mass of a sample by its amount of substance is its molar mass, for which the SI unit kilogram per mole or gram per mole may be used. This is about 18.015 g/mol for water, and 55.845 g/mol for iron. Similarly for volume, one gets the molar volume, which is about 17.962 millilitres per mole for liquid water and 7.092 mL/mol for iron at room temperature. From the heat capacity, one gets the molar heat capacity, which is about 75.385 J/(K⋅mol) for water and about 25.10 J/(K⋅mol) for iron.
Молярная масса
Молярная масса вещества — это отношение массы образца этого вещества к количеству вещества. Количество вещества указывается как число молей в образце. Для большинства практических целей числовое значение молярной массы, выраженное в единицах грамм на моль, совпадает со средней массой одной молекулы вещества, выраженной в единицах дальтон, поскольку моль исторически определялась таким образом, что постоянная молярной массы была ровно 1 г/моль. Это позволяет точно определять количество вещества в молях путем измерения массы. Зная молекулярную массу в далтонах, то же число в граммах дает количество, очень близкое к одному молю вещества. Например, средняя молекулярная масса воды составляет около 18,015 Да, а молярная масса воды — около 18,015 г/моль. Другие методы включают использование молярного объема или измерение электрического заряда. (также называемая объемной концентрацией или концентрацией вещества в клинической химии; которая определяется как количество конкретного вещества в образце раствора (или какой-либо другой смеси), деленное на объем образца. Единицей измерения этого количества в СИ является моль (вещества) на литр (раствора). Так, например, объемная концентрация хлорида натрия в океанической воде обычно составляет около 0,599 моль/л. Знаменатель — это объем раствора, а не растворителя. Так, например, в одном литре стандартной водки содержится около 0,40 литра этанола (315 г, 6,85 моль) и 0,60 литра воды. Таким образом, объемная концентрация этанола составляет (6,85 моль этанола) / 1 л водки = 6,85 моль/л, а не (6,85 моль этанола) / 0,60 л воды, что составляет 11,4 моль/л. В химии принято читать единицу измерения "моль/л" как "моляр", и обозначать ее символом "М" (оба следуют за числовым значением). Так, например, каждый литр раствора мочевины в воде "0,5 молярного" или "0,5 М" раствора содержит 0,5 моля этой молекулы. По аналогии, объемная концентрация также обычно называется молярностью интересующего вещества в растворе. Однако, по состоянию на май 2007 года, эти термины и символы не рекомендованы IUPAC. Это количество не следует путать с массовой концентрацией, которая представляет собой массу интересующего вещества, деленную на объем раствора (около 35 г/л для хлорида натрия в морской воде).
The molar mass of a substance is the ratio of the mass of a sample of that substance to its amount of substance. The amount of substance is given as the number of moles in the sample. For most practical purposes, the numerical value of the molar mass expressed with the unit gram per mole is the same as that of the mean mass of one molecule of the substance expressed with the unit dalton, as the mole was historically defined such that the molar mass constant was exactly 1 g/mol. This allows for accurate determination of the amount in moles of a substance by measuring mass. Given the molecular mass in daltons, the same number in grams gives an amount very close to one mole of the substance. For example, the average molecular mass of water is about 18.015 Da and the molar mass of water is about 18.015 g/mol. Other methods include the use of the molar volume or the measurement of electric charge. (also called amount concentration, or substance concentration in clinical chemistry; which is defined as the amount of a specific substance in a sample of a solution (or some other mixture), divided by the volume of the sample. The SI unit of this quantity is the mole (of the substance) per liter (of the solution). Thus, for example, the amount concentration of sodium chloride in ocean water is typically about 0.599 mol/L. The denominator is the volume of the solution, not of the solvent. Thus, for example, one liter of standard vodka contains about 0.40 L of ethanol (315 g, 6.85 mol) and 0.60 L of water. The amount concentration of ethanol is therefore (6.85 mol of ethanol)/(1 L of vodka) = 6.85 mol/L, not (6.85 mol of ethanol)/(0.60 L of water), which would be 11.4 mol/L. In chemistry, it is customary to read the unit "mol/L" as molar, and denote it by the symbol "M" (both following the numeric value). Thus, for example, each liter of a "0.5 molar" or "0.5 M" solution of urea in water contains 0.5 moles of that molecule. By extension, the amount concentration is also commonly called the molarity of the substance of interest in the solution. However, as of May 2007, these terms and symbols are not condoned by IUPAC. This quantity should not be confused with the mass concentration, which is the mass of the substance of interest divided by the volume of the solution (about 35 g/L for sodium chloride in ocean water).
Количественная доля (молы на моль)
Вызывает путаницу, что концентрация количества вещества, или "молярность", также следует отличать от "мольной доли", которая представляет собой число молей (молекул) интересующего вещества, деленное на общее число молей (молекул) в образце раствора. Эта величина более корректно называется долей количества вещества.
Confusingly, the amount concentration, or "molarity", should also be distinguished from "mole fraction", which should be the number of moles (molecules) of the substance of interest divided by the total number of moles (molecules) in the solution sample. This quantity is more properly called the amount fraction.
История
Алхимики, и особенно ранние металлурги, вероятно, имели некоторое представление о количестве вещества, но не сохранилось записей о каком-либо обобщении этой идеи за пределами набора рецептов. В 1758 году Михаил Ломоносов подверг сомнению идею о том, что масса является единственной мерой количества материи, но сделал это лишь в связи со своими теориями о гравитации. Развитие понятия количества вещества совпало с рождением современной химии и было для нее жизненно важным. 1777: Венцель публикует «Уроки сродства», в котором демонстрирует, что пропорции «основного компонента» и «кислотного компонента» (катиона и аниона в современной терминологии) остаются неизменными во время реакций между двумя нейтральными солями. 1789: Лавуазье публикует «Трактат об элементарной химии», вводя понятие химического элемента и уточняя закон сохранения массы для химических реакций. 1792: Рихтер издает первый том «Стехиометрии, или искусства измерения химических элементов» (публикация последующих томов продолжается до 1802 года). Термин «стехиометрия» используется впервые. Опубликованы первые таблицы эквивалентных весов для кислотно-основных реакций. Рихтер также отмечает, что для данной кислоты эквивалентная масса кислоты пропорциональна массе кислорода в основе. Появление понятия атомов поставило вопрос об их весе. Хотя многие скептически относились к реальности атомов, химики быстро обнаружили, что атомные веса – неоценимый инструмент для выражения стехиометрических соотношений. 1808: Публикация книги Дальтона «Новая система химической философии», содержащая первую таблицу атомных весов (на основе H = 1). 1809: Закон объединения объемов Гей-Люссака, устанавливающий целочисленную связь между объемами реагентов и продуктов в химических реакциях газов. 1811: Авогадро выдвигает гипотезу о том, что равные объемы различных газов (при одинаковой температуре и давлении) содержат одинаковое число частиц, ныне известную как закон Авогадро. 1813/1814: Берцелиус публикует первую из нескольких таблиц атомных весов, основанных на шкале m(O) = 100. 1815: Праут публикует свою гипотезу о том, что все атомные веса являются целыми кратными атомному весу водорода. Позже эта гипотеза была отвергнута в связи с наблюдаемым атомным весом хлора (приблизительно 35,5 относительно водорода). 1819: Закон Дюлонга — Пти, связывающий атомную массу твердого элемента с его удельной теплоемкостью. 1819: Работа Митчерлиха по изоморфизму кристаллов позволяет уточнить многие химические формулы и разрешить некоторые неясности при расчете атомных весов. Закон идеального газа был первым из многих соотношений, обнаруженных между количеством атомов или молекул в системе и другими физическими свойствами системы, помимо ее массы. Однако этого было недостаточно, чтобы убедить всех ученых в существовании атомов и молекул; многие считали это просто полезным инструментом для вычислений. 1834: Фарадей формулирует свои законы электролиза, в частности, что «химическое разлагающее действие тока постоянно для постоянного количества электричества». 1856: Крониг выводит закон идеального газа из кинетической теории. Клаузиус публикует независимый вывод в следующем году. 1860: На Карлсруэском конгрессе обсуждается взаимосвязь между «физическими молекулами», «химическими молекулами» и атомами, но консенсуса достигнуто не было. 1865: Лошмидт делает первую оценку размера молекул газа и, следовательно, числа молекул в заданном объеме газа, ныне известную как постоянная Лошмидта. 1886: Вант-Гофф демонстрирует сходство в поведении между разбавленными растворами и идеальными газами. 1886: Эйген Гольдштейн наблюдает дискретные пучки частиц в газовых разрядах, закладывая основу масс-спектрометрии – инструмента, впоследствии использованного для определения масс атомов и молекул. 1887: Аррениус описывает диссоциацию электролита в растворе, решая одну из проблем в изучении колигативных свойств. 1893: Оствальд впервые в университетском учебнике использует термин «моль» для обозначения единицы количества вещества. 1897: Первое зафиксированное использование термина «моль» в английском языке. К началу двадцатого века концепция атомных и молекулярных сущностей была общепринятой, но оставалось много вопросов, в том числе о размере атомов и их количестве в данной пробе. Параллельное развитие масс-спектрометрии, начавшееся в 1886 году, подтвердило концепцию атомной и молекулярной массы и предоставило инструмент для прямого относительного измерения. 1905: Статья Эйнштейна о броуновском движении развеивает последние сомнения в физической реальности атомов и открывает путь к точному определению их массы. 1909: Перрен вводит термин «постоянная Авогадро» и оценивает ее значение. 1913: Содди и Томсон открывают изотопы нерадиоактивных элементов. 1914: Ричардс получает Нобелевскую премию по химии «за его определения атомного веса большого числа элементов». 1920: Астон предлагает правило целых чисел, обновленную версию гипотезы Праута. 1921: Содди получает Нобелевскую премию по химии «за его работы по химии радиоактивных веществ и исследования изотопов». 1922: Астон получает Нобелевскую премию по химии «за его открытие изотопов в большом числе нерадиоактивных элементов и за его правило целых чисел». 1926: Перрен получает Нобелевскую премию по физике, в том числе за его работы по измерению постоянной Авогадро. 1959/1960: Принята унифицированная атомная единица массы, основанная на m(C) = 12 u, IUPAP и IUPAC. 1968: Моль рекомендован для включения в Международную систему единиц (СИ) Международным комитетом мер и весов (CIPM). 1972: Моль утвержден в качестве основной единицы СИ для количества вещества. 2019: Моль переопределен в СИ как «количество вещества системы, содержащей 6,02214076 определенных элементарных сущностей».
The alchemists, and especially the early metallurgists, probably had some notion of amount of substance, but there are no surviving records of any generalization of the idea beyond a set of recipes. In 1758, Mikhail Lomonosov questioned the idea that mass was the only measure of the quantity of matter, but he did so only in relation to his theories on gravitation. The development of the concept of amount of substance was coincidental with, and vital to, the birth of modern chemistry. 1777: Wenzel publishes Lessons on Affinity, in which he demonstrates that the proportions of the "base component" and the "acid component" (cation and anion in modern terminology) remain the same during reactions between two neutral salts. 1789: Lavoisier publishes Treatise of Elementary Chemistry, introducing the concept of a chemical element and clarifying the Law of conservation of mass for chemical reactions. 1792: Richter publishes the first volume of Stoichiometry or the Art of Measuring the Chemical Elements (publication of subsequent volumes continues until 1802). The term "stoichiometry" is used for the first time. The first tables of equivalent weights are published for acid–base reactions. Richter also notes that, for a given acid, the equivalent mass of the acid is proportional to the mass of oxygen in the base. The concept of atoms raised the question of their weight. While many were skeptical about the reality of atoms, chemists quickly found atomic weights to be an invaluable tool in expressing stoichiometric relationships. 1808: Publication of Dalton's A New System of Chemical Philosophy, containing the first table of atomic weights (based on H = 1). 1809: Gay Lussac's Law of combining volumes, stating an integer relationship between the volumes of reactants and products in the chemical reactions of gases. 1811: Avogadro hypothesizes that equal volumes of different gases (at same temperature and pressure) contain equal numbers of particles, now known as Avogadro's law. 1813/1814: Berzelius publishes the first of several tables of atomic weights based on the scale of m(O) = 100. 1815: Prout publishes his hypothesis that all atomic weights are integer multiple of the atomic weight of hydrogen. The hypothesis is later abandoned given the observed atomic weight of chlorine (approx. 35.5 relative to hydrogen). 1819: Dulong–Petit law relating the atomic weight of a solid element to its specific heat capacity. 1819: Mitscherlich's work on crystal isomorphism allows many chemical formulae to be clarified, resolving several ambiguities in the calculation of atomic weights. The ideal gas law was the first to be discovered of many relationships between the number of atoms or molecules in a system and other physical properties of the system, apart from its mass. However, this was not sufficient to convince all scientists of the existence of atoms and molecules, many considered it simply being a useful tool for calculation. 1834: Faraday states his Laws of electrolysis, in particular that "the chemical decomposing action of a current is constant for a constant quantity of electricity". 1856: Krönig derives the ideal gas law from kinetic theory. Clausius publishes an independent derivation the following year. 1860: The Karlsruhe Congress debates the relation between "physical molecules", "chemical molecules" and atoms, without reaching consensus. 1865: Loschmidt makes the first estimate of the size of gas molecules and hence of number of molecules in a given volume of gas, now known as the Loschmidt constant. 1886: van't Hoff demonstrates the similarities in behaviour between dilute solutions and ideal gases. 1886: Eugen Goldstein observes discrete particle rays in gas discharges, laying the foundation of mass spectrometry, a tool subsequently used to establish the masses of atoms and molecules. 1887: Arrhenius describes the dissociation of electrolyte in solution, resolving one of the problems in the study of colligative properties. 1893: First recorded use of the term mole to describe a unit of amount of substance by Ostwald in a university textbook. 1897: First recorded use of the term mole in English. By the turn of the twentieth century, the concept of atomic and molecular entities was generally accepted, but many questions remained, not least the size of atoms and their number in a given sample. The concurrent development of mass spectrometry, starting in 1886, supported the concept of atomic and molecular mass and provided a tool of direct relative measurement. 1905: Einstein's paper on Brownian motion dispels any last doubts on the physical reality of atoms, and opens the way for an accurate determination of their mass. 1909: Perrin coins the name Avogadro constant and estimates its value. 1913: Discovery of isotopes of non radioactive elements by Soddy and Thomson. 1914: Richards receives the Nobel Prize in Chemistry for "his determinations of the atomic weight of a large number of elements". 1920: Aston proposes the whole number rule, an updated version of Prout's hypothesis. 1921: Soddy receives the Nobel Prize in Chemistry "for his work on the chemistry of radioactive substances and investigations into isotopes". 1922: Aston receives the Nobel Prize in Chemistry "for his discovery of isotopes in a large number of non radioactive elements, and for his whole number rule". 1926: Perrin receives the Nobel Prize in Physics, in part for his work in measuring the Avogadro constant. 1959/1960: Unified atomic mass unit scale based on m(C) = 12 u adopted by IUPAP and IUPAC. 1968: The mole is recommended for inclusion in the International System of Units (SI) by the International Committee for Weights and Measures (CIPM). 1972: The mole is approved as the SI base unit of amount of substance. 2019: The mole is redefined in the SI as "the amount of substance of a system that contains 6.02214076 specified elementary entities".