Атом оказался в 16 раз тяжелее атома , атом – в 2 раза тяжелее атома . На основании эти данных Дальтон предложил шкалу относительных атомных масс. Атом каждого элемента характеризовался безразмерным числом, показывающим во сколько раз данный атом тяжелее самого лёгкого (т.е. за единицу приняли ).

Существовала и кислородная шкала.

В 1961 г. была принята углеродная шкала, в которой за единицу приняли 1/12 массы атома изотопа углерода .

III. Относительной атомной массой называется безразмерное число, показывающее во сколько раз масса данного атома больше чем 1/12 атома изотопа углерода .

Совершенно аналогично определяется и относительная масса молекул.

Основные законы.

Закон постоянства состава: Состав чистого вещества не зависит от способа получения этого вещества.

Т. е. для одной и той же молекулы, например соотношение и всегда постоянно.

Сейчас мы знаем, что большинство твёрдых веществ состоят не из молекул, а из атомов или ионов и в этом случае возможны изменения состава в зависимости от условий его получения.

Закон кратных отношений: Если 2 элемента образуют друг с другом несколько соединений, то на одну и ту же массу одного из них приходятся такие массы другого, которые относятся между собой как небольшие целые числа.

Например, с образуют 2 соединения – твёрдое белое вещество и бесцветную тяжёлую жидкость. Оба различаются по своему составу: 1-ое содержит 37,2% , а 2-ое 54% .

Например, какая масса присоединится на единицу массы .

закон утверждает, что – отношение целых чисел

Для нас очевидно, что в состав молекулы входят 2 атома и 1 атом . Раньше этого не знали, считая, что 11,1% и 88,9% .

Закон простых объёмных отношений: Объёмы реагирующих газов относятся друг к другу и к объёмам газообразных продуктов как небольшие целые числа.

Например, один объём реагирует с двумя объёмами и при этом получается точно 2 объёма водяного пара: .

Подобные наблюдения позволили предположить, что в одинаковых объёмах газов содержится одинаковое число атомов, но не объясняли соотношение объёмов продуктов реакции.

Выход нашёл Авогадро в 1811 г., предположив, что газообразные вещества состоят из молекул, а не из атомов.

В настоящее время число Авогадро принято равным .

Количество частиц, равное числу Авогадро, получило название «моль».

Моль – количество вещества, содержащего столько же частиц (молекул, атомов, ионов, электронов, фотонов) сколько содержится атомов в 12 г изотопа .

Масса 1-го моль называется молярной массой и выражается в [г/моль].

Из этого следует:

молекулярная масса, выраженная в г, равна относительной молекулярной массе в углеродной шкале;

при одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает один и тот же объём, равный 22,4 л.