Forskjellen mellom formelmasse og molekylær masse

Formelmassen , noen ganger også kalt formelvekten og representert som PF, tilsvarer summen av de gjennomsnittlige atomvektene til alle atomene som er tilstede i den empiriske formelen til et kjemisk stoff . På den annen side tilsvarer molekylmassen , også kalt molekylvekt og representert som PM, den gjennomsnittlige massen til et molekyl eller en diskret enhet av en molekylær forbindelse. I likhet med formelmassen kan molekylmassen beregnes ved å legge til de gjennomsnittlige atommassene til atomene som utgjør molekylet og derfor er representert i molekylformelen.

Til tross for at de er vesentlig forskjellige, er begrepene formelmasse og molekylmasse nært beslektet. Begge er beregnet på samme måte, og begge brukes med samme hensikt. Med andre ord, fra et praktisk synspunkt kan de ikke skilles fra hverandre. Men fra et konseptuelt synspunkt innebærer de subtile forskjeller som har å gjøre med riktig bruk av kjemisk terminologi.

Molekylformler og empiriske formler

For bedre å forstå forskjellen mellom formelmasse og molekylmasse, er det nødvendig å klargjøre forskjellen mellom empiriske formler og molekylære formler, siden disse massene i utgangspunktet ikke er mer enn summen av massene til atomene som er tilstede i det ene eller det andre formel.

molekylær formel

Molekylformelen er en forenklet representasjon av den kjemiske sammensetningen til et molekylært stoff. Den indikerer typene atomer som utgjør et molekyl, samt det faktiske antallet atomer av hver type som er tilstede i strukturen. I denne forstand tilsvarer konseptet med molekylformel bare molekylære forbindelser, det vil si de som er dannet av diskrete enheter kalt molekyler, der alle atomene er knyttet til hverandre ved hjelp av kovalente bindinger, og som presenterer interaksjoner. Svake intermolekylære av typen van der Waals.

Molekylformelen og ioniske forbindelser

Det er en veldig vanlig feil å snakke om molekylformelen i forhold til ioniske forbindelser. For eksempel sies det ofte uforsiktig at den «molekylære» formelen for natriumklorid er NaCl. Dette representerer en konseptuell feil siden, siden det er en ionisk forbindelse, er det ingen molekyler i natriumklorid. Ingen natriumion er bundet til et enkelt kloridion for å danne en diskret NaCl-enhet, men alle er bundet til alle andre av elektrostatiske tiltrekningskrefter, det vil si ved ionisk binding.

I et gratis eksempel vil det tilsvare å si at i et klasserom med 20 mannlige elever og 20 kvinnelige elever, som knapt kjenner hverandre, er det 20 forlovede par. Selv om det faktisk er en hunn for hver hann, betyr ikke dette at det er noen kobling mellom dem annet enn det faktum at de er på de samme stedene. I dette tilfellet vil det være mer riktig å si at rommet består av like mange menn og kvinner. Det er nettopp dette formelen til en ionisk forbindelse søker å formidle: NaCl betyr ikke at natriumklorid er bygd opp av «par» av kloridioner og natriumioner, men at det i natriumklorid er samme andel av hvert ion.

Molekylformelen og molekylmassen

Siden ioniske forbindelser ikke danner molekyler, er det feil å snakke om molekylformelen til en ionisk forbindelse. Bare molekylære forbindelser har en molekylformel. I forlengelsen er det bare molekylære forbindelser som har molekylmasse .

Eksempler:

• Den molekylære formelen til benzen er C ₆ H ₆ og den har en molekylmasse på 78,11 amu.
• Molekylformelen for vann er H ₂ O og den har en molekylmasse på 18,01 amu.
• Molekylformelen for glukose er C ₆ H ₁₂ O ₆ og den har en molekylmasse på 180,16 amu.
• Kaliumnitrat, som er en ionisk forbindelse, har verken en molekylformel eller en molekylmasse. Det den har er empirisk formel og masseformel.

empirisk formel

Den empiriske formelen er det minste forholdet mellom hele tall som kan eksistere mellom atomene som utgjør et kjemisk stoff. Basert på loven om bestemte proporsjoner, består hvert rent stoff, det være seg ionisk eller molekylært, av et sett med elementer som er assosiert i et fast og veldefinert forhold. Den empiriske formelen består altså av den minste mulige kombinasjonen av heltall som denne andelen kan representeres med.

For eksempel, som vi har sett, er benzen en molekylær forbindelse som består av 6 karboner og 6 hydrogener, så vi kan si at i dette stoffet er karbon- og hydrogenatomene i forholdet 6:6. Imidlertid kan dette forholdet forenkles til et med mindre hele tall, som er 1:1. Av denne grunn kan vi si at den empiriske formelen til benzen er CH.

Den empiriske formelen og ioniske forbindelser

I motsetning til molekylære formler, som bare gjelder for molekylære forbindelser, kan den empiriske formelen brukes på alle typer kjemiske stoffer, fra rene grunnstoffer til ioniske forbindelser, som passerer gjennom molekylære forbindelser. Med andre ord, den eneste riktige måten å representere ioniske forbindelser på er gjennom deres empiriske formel, mens molekylære forbindelser kan representeres med både deres empiriske og molekylære formler.

Den empiriske formelen og formelmassen

Formelmassen representerer massen til en enhet av den empiriske formelen, og det er derfra den får navnet sitt. Fra det foregående kan det utledes at mens molekylære forbindelser er assosiert med en molekylmasse, men ikke ioniske forbindelser, er både førstnevnte og sistnevnte assosiert med en masse med formel .

Bestemmelse av formelmassen til en ionisk forbindelse

Et viktig poeng bør avklares angående den empiriske formelen og formelmassen til ioniske forbindelser. Det er noen situasjoner der den empiriske formelen ikke sammenfaller nøyaktig med formelen vi bruker for å representere noen ioniske forbindelser, spesielt de som har kovalente polyatomiske ioner med en forenklet formel, for eksempel oksalat (C 2 O 4 _2- ) _, ^tetrationat ( S ₄ O ₆ ^– ) eller peroksid (O ₂ ^2-). Dette er fordi en empirisk formel søker å representere minimumsandelen som alle atomene i et stoff finnes i, men når det gjelder ioniske forbindelser, er det viktigere å uttrykke minimumsandelen som ionene som utgjøres av, finnes i. nevnte forbindelse, men ikke de individuelle atomene.

I denne forstand må vi ta i betraktning at når man uttrykker formelen til en ionisk forbindelse, blir polyatomiske ioner tatt som diskrete udelelige enheter, selv om deres subskripter kan forenkles ytterligere.

Eksempel

For å illustrere dette kan du vurdere kaliumoksalat, som er en ionisk forbindelse som består av oksalationer (C ₂ O ₄ ^2- ) og kaliumkationer (K ^​​+ ). Det kreves to kalium for hvert oksalat, så formelen for denne forbindelsen er K ₂ C ₂ O ₄ . Selv om denne formelen kan forenkles til KCO ₂ (som faktisk er den empiriske formelen til denne forbindelsen), for å bestemme formelmassen i dette tilfellet utføres ikke forenklingen fordi den er Betrakt oksalationet som en diskret enhet.

Denne praksisen sikrer at formlene til ioniske forbindelser og deres respektive formelmasser alltid kan brukes utvetydig for å bestemme antall ioner av hver type som er tilstede i en prøve.

Beregning av formelmasse og molekylmasse

Som allerede nevnt, fra et praktisk synspunkt beregnes og brukes både molekylmassen og formelmassen på samme måte. I begge tilfeller brukes den respektive formelen, alt ettersom molekylær eller empirisk, og de gjennomsnittlige atommassene til alle tilstedeværende atomer legges til.

Størrelse og enheter av formelmasse og molekylmasse

Når man har å gjøre med masser er det klart at både formel og molekylmasse må uttrykkes i masseenheter. Når det er sagt, er det viktig å merke seg at begge massene har ekstremt små størrelser i kraft av å representere massene til bare noen få atomer. Av denne grunn, i stedet for å bruke enheter som gram eller kilogram for å representere formel eller molekylmasse, brukes atommasseenheter eller amu.

I denne forstand er det feil å si at molekylmassen til vann er 18 g, siden det i virkeligheten er massen til ett mol vannmolekyler, ikke bare ett. I dette tilfellet blir begrepene formel og molekylmasse forvekslet med begrepene molar masse , som ikke er det samme.

eksempler

• Bestem molekylmassen til butansyre hvis molekylformel er C ₃ H ₇ COOH.

Denne forbindelsen har 4 karbonatomer, 8 hydrogen og 2 oksygen, så dens molekylmasse eller molekylvekt er:

PM _C3H7COOH = (4 x PA _C ) + (8 x PA _H ) + (2 x PA _O ) = (4 x 12 amu) + (8 x 1 amu) + (2 x 16 amu) = 88 amu

• Bestem formelmassen til kalsiumfosfat hvis empiriske formel er Ca ₃ (PO ₄ ) ₂

PF _Ca3(PO4)2 = (3 x PA _Ca ) + (2 x PA _P ) + (8 x PA _O ) = (3 x 40 amu) + (2 x 31 amu) + (8 x 16 amu) = 310 uma

Ved å bruke formelen masse og molekylmasse

Hovedårsaken til at de fleste bestemmer formelmassen til en ionisk forbindelse eller molekylmassen til et molekylært stoff er fordi begge er numerisk lik deres respektive molare masse. Disse representerer massen i gram av et mol stoff, så formelmassen og molekylmassen tjener til indirekte å bestemme antall mol som er tilstede i en prøve av stoffet.

Gjennom antall mol åpner muligheten for å utføre alle slags støkiometriske beregninger, fra antall atomer, ioner eller molekyler, til blant annet begrensende reagenser, overskuddsreagenser og de ulike typene utbytter.

Oppsummering av forskjellene og likhetene mellom formelmasse og molekylmasse

Tabellen nedenfor oppsummerer alt som er diskutert gjennom denne artikkelen.

Referanser

Hvordan beregne molekylvekten? Eksempler og øvelser . (2021, 18. mai). Unibetas nettbasert opptaksprøvekurs. https://unibetas.com/molecular-weight/

Molekylmasse og molekylvekt . (n.d.). Khan Academy. https://es.khanacademy.org/science/3-secondary-cyt/x2972e7ae3b16ef5b:unit-1-links-and-chemical-reactions/x2972e7ae3b16ef5b:balance-of-reactions-and-stoichiometri/v/molecular-mass og-molekylvekt

Medina, J. (2011). KJEMI I: KLASSE 4: Emne 1 Støkiometri av forbindelser. Professor Jhonny Medinas blogg. http://quimicaunouc.blogspot.com/p/masa-molecular-masa-formula-y-masa-molar.html

Merino, M. (2009). Molekylvektsdefinisjon — Definition.de . Definisjon av. https://definicion.de/molecular-weight/

Formelvekt (kjemi) . (2017, 12. juni). spesialiserte ordlister. https://glosarios.servor-alicante.com/quimica/peso-formula