Arvutage molaarmass Internetis. Aine suhteline molaar- ja molekulmass. Aine molaarmaht

Rahvusvahelises mõõtühikute süsteemis (SI) on aine koguseühikuks mool.

Sünnimärk - see on aine kogus, mis sisaldab nii palju struktuuriüksusi (molekule, aatomeid, ioone, elektrone jne), kui on aatomeid 0,012 kg süsiniku isotoobis 12 C.

Teades ühe süsinikuaatomi massi (1,93310 -26 kg), saame arvutada N A aatomite arvu 0,012 kg süsinikus

N A = 0,012/1,93310 -26 = 6,0210 23 mol -1

6.0210 23 mol -1 nimetatakse Avogadro konstant(tähistus N A, mõõde 1/mol või mol -1). See näitab struktuuriüksuste arvu mis tahes aine moolis.

Molaarmass– väärtus, mis võrdub aine massi ja aine koguse suhtega. Selle mõõtmed on kg/mol või g/mol. Tavaliselt tähistatakse seda M.

Üldiselt on aine molaarmass, väljendatuna g/mol, arvuliselt võrdne selle aine suhtelise aatommassiga (A) või suhtelise molekulmassiga (M). Näiteks C, Fe, O 2 ja H 2 O suhtelised aatom- ja molekulmassid on vastavalt 12, 56, 32, 18 ja nende molaarmassid on vastavalt 12 g/mol, 56 g/mol, 32 g/mol. , 18 g/mol.

Tuleb märkida, et aine mass ja kogus on erinevad mõisted. Massi väljendatakse kilogrammides (grammides) ja aine kogust moolides. Aine massi (m, g), aine koguse (ν, mol) ja molaarmassi (M, g/mol) vahel on lihtsad seosed.

m = νM; v = m/M; M = m/v.

Neid valemeid kasutades on lihtne arvutada teatud koguse aine massi või määrata teadaoleva massiga aine moolide arvu või leida aine molaarmassi.

Suhtelised aatomi- ja molekulmassid

Keemias ei kasutata traditsiooniliselt mitte absoluutseid massiväärtusi, vaid suhtelisi. Alates 1961. aastast on aatommassi ühikut (lühendatult a.m.u.), mis moodustab 1/12 süsiniku-12 aatomi massist, st süsiniku isotoop 12 C, kasutusele võetud suhteliste aatommasside ühikuna alates 1961. aastast.

Suhteline molekulmass Aine (M r) on väärtus, mis võrdub aine loodusliku isotoopkoostise molekuli keskmise massi ja 1/12 süsinikuaatomi massi suhtega 12 C juures.

Suhteline molekulmass on arvuliselt võrdne kõigi molekuli moodustavate aatomite suhteliste aatommasside summaga ja on kergesti arvutatav aine valemi abil, näiteks aine valem on B x D y C z , siis

M r = xA B + yA D + zA C.

Molekulmassil on mõõde a.m.u. ja on arvuliselt võrdne molaarmassiga (g/mol).

Gaasiseadused

Gaasi olekut iseloomustavad täielikult selle temperatuur, rõhk, maht, mass ja molaarmass. Seadused, mis neid parameetreid ühendavad, on kõikide gaaside puhul väga lähedased ja absoluutselt täpsed ideaalne gaas , milles osakeste vahel puudub täielikult interaktsioon ja mille osakesed on materiaalsed punktid.

Esimesed gaasidevaheliste reaktsioonide kvantitatiivsed uuringud kuulusid prantsuse teadlasele Gay-Lussacile. Ta on gaaside soojuspaisumise seaduste ja mahusuhete seaduse autor. Neid seadusi selgitas 1811. aastal Itaalia füüsik A. Avogadro. Avogadro seadus - üks olulisi keemia aluspõhimõtteid, mis ütleb, et " võrdsed kogused erinevaid gaase, mis on võetud samal temperatuuril ja rõhul, sisaldavad sama arvu molekule».

Tagajärjed Avogadro seadusest:

1) enamiku lihtsate aatomite molekulid on kaheaatomilised (H 2 , KOHTA 2 jne.);

2) sama arv erinevate gaaside molekule samadel tingimustel hõivavad sama ruumala.

3) tavatingimustes võtab üks mool mis tahes gaasi ruumala 22,4 dm 3 (l). Seda mahtu nimetatakse molaarnegaasi maht(V o) (tavatingimused – t o = 0 °C või

T o = 273 K, P o = 101325 Pa = 101,325 kPa = 760 mm. rt. Art. = 1 atm).

4) mis tahes aine üks mool ja mis tahes elemendi aatom sisaldavad sõltumata agregatsiooni tingimustest ja olekust sama palju molekule. See Avogadro arv (Avogadro konstant) - katseliselt on kindlaks tehtud, et see arv on võrdne

N A = 6,02213∙10 23 (molekulid).

Seega: gaaside jaoks 1 mol – 22,4 dm 3 (l) – 6,023∙10 23 molekulid – M, g/mol ;

aine pärast 1 mool – 6,023∙10 23 molekulid – M, g/mol.

Avogadro seaduse alusel: samal rõhul ja samadel temperatuuridel on võrdsete gaaside massid (m) seotud nende molaarmassidega (M)

m 1 /m 2 = M 1 / M 2 = D,

kus D on esimese gaasi suhteline tihedus teise suhtes.

Vastavalt R. Boyle’i seadus – E. Mariotte , konstantsel temperatuuril on antud gaasi massi tekitatav rõhk pöördvõrdeline gaasi mahuga

P o /P 1 = V 1 /V o või PV = konst.

See tähendab, et rõhu tõustes gaasi maht väheneb. Selle seaduse sõnastas esmakordselt 1662. aastal R. Boyle. Kuna selle loomisel osales ka prantsuse teadlane E. Marriott, siis muudes riikides peale Inglismaa kutsutakse seda seadust topeltnimega. See esindab erijuhtumit Ideaalse gaasi seadus(kirjeldades hüpoteetilist gaasi, mis ideaaljuhul järgib kõiki gaasi käitumise seadusi).

Kõrval J. Gay-Lussaci seadus : konstantsel rõhul muutub gaasi maht otseses proportsioonis absoluutse temperatuuriga (T)

V 1 /T 1 = V o /T o või V/T = konst.

Gaasi mahu, rõhu ja temperatuuri vahelist seost saab väljendada üldvõrrandiga, mis ühendab Boyle'i-Mariotte'i ja Gay-Lussaci seadusi ( ühtne gaasiseadus)

PV/T=P o V o /T o,

kus P ja V on gaasi rõhk ja maht antud temperatuuril T; P o ja V o - gaasi rõhk ja maht normaaltingimustes (n.s.).

Mendelejevi-Clapeyroni võrrand (ideaalse gaasi olekuvõrrand) määrab seose gaasi massi (m, kg), temperatuuri (T, K), rõhu (P, Pa) ja ruumala (V, m 3) vahel selle molaarmassiga ( M, kg/mol)

kus R on universaalne gaasikonstant, võrdne 8,314 J/(mol K). Lisaks on gaasikonstandil veel kaks väärtust: P – mmHg, V - cm 3 (ml), R = 62400 ;

R – atm, V – dm 3 (l), R = 0,082 .

Osaline rõhk (lat. partialis- osaline, alates lat. pars- osa) - gaasisegu üksiku komponendi rõhk. Gaasi segu kogurõhk on selle komponentide osarõhkude summa.

Vedelikus lahustunud gaasi osarõhk on gaasi osarõhk, mis moodustuks gaasi moodustumise faasis vedelikuga tasakaaluolekus samal temperatuuril. Gaasi osarõhku mõõdetakse gaasimolekulide termodünaamilise aktiivsusena. Gaasid voolavad alati kõrge osarõhuga piirkonnast madalama rõhuga piirkonda; ja mida suurem on erinevus, seda kiirem on vool. Gaasid lahustuvad, hajuvad ja reageerivad vastavalt oma osarõhule ning ei pruugi sõltuda kontsentratsioonist gaasisegus. Osarõhkude liitmise seaduse sõnastas 1801. aastal J. Dalton. Samas tehti õige, molekulaarkineetilisel teoorial põhinev teoreetiline põhjendus palju hiljem. Daltoni seadused - kaks füüsikaseadust, mis määravad gaasisegu üldrõhu ja lahustuvuse ning mille sõnastas ta 19. sajandi alguses.

Praktilises ja teoreetilises keemias eksisteerib kaks mõistet, millel on praktiline tähtsus: molekulaarne (seda asendatakse sageli molekulmassi mõistega, mis pole õige) ja molaarmass. Mõlemad kogused sõltuvad lihtsa või keerulise aine koostisest.

Kuidas määrata või molekulaarne? Neid mõlemaid füüsikalisi suurusi ei saa (või peaaegu ei saagi) leida otsese mõõtmise teel, näiteks kaaludes ainet. Need arvutatakse ühendi keemilise valemi ja kõigi elementide aatommasside põhjal. Need kogused on arvuliselt võrdsed, kuid erinevad mõõtmetelt. väljendatakse aatommassi ühikutes, mis on kokkuleppelised suurused ja mida tähistatakse a. e.m., samuti teine ​​nimi - "dalton". Molaarmassi ühikuid väljendatakse g/mol.

Lihtainete molekulmassid, mille molekulid koosnevad ühest aatomist, on võrdsed nende aatommassidega, mis on näidatud Mendelejevi perioodilisuse tabelis. Näiteks:

• naatrium (Na) - 22,99 a. sööma.;
• raud (Fe) - 55,85 a. sööma.;
• väävel (S) - 32,064 a. sööma.;
• argoon (Ar) - 39,948 a. sööma.;
• kaalium (K) - 39,102 a. sööma.

Samuti arvutatakse lihtainete molekulmassid, mille molekulid koosnevad mitmest keemilise elemendi aatomist, elemendi aatommassi korrutisena molekulis olevate aatomite arvuga. Näiteks:

• hapnik (O2) - 16. 2 = 32 a. sööma.;
• lämmastik (N2) - 14,2 = 28 a. sööma.;
• kloor (Cl2) - 35. 2 = 70 a. sööma.;
• osoon (O3) - 16. 3 = 48 a. sööma.

Molekulmassid arvutatakse iga molekulis sisalduva elemendi aatommassi ja aatomite arvu korrutise liitmisel. Näiteks:

• (HCl) - 2 + 35 = 37 a. sööma.;
• (CO) - 12 + 16 = 28 a. sööma.;
• süsinikdioksiid (CO2) - 12 + 16. 2 = 44 a. sööma.

Kuidas aga leida ainete molaarmassi?

Seda pole keeruline teha, kuna see on konkreetse aine koguse ühiku mass, väljendatuna moolides. See tähendab, et kui iga aine arvutatud molekulmass korrutatakse konstantse väärtusega, mis on võrdne 1 g / mol, saadakse selle molaarmass. Kuidas leida näiteks molaarmassi (CO2)? Sellest järeldub (12 + 16,2).1 g/mol = 44 g/mol, see tähendab, MCO2 = 44 g/mol. Lihtainete, molekulide puhul, mis sisaldavad ainult ühte elemendi aatomit, langeb see indikaator, väljendatuna g/mol, arvuliselt kokku elemendi aatommassiga. Näiteks väävli puhul MS = 32,064 g/mol. Kuidas leida lihtsa aine molaarmassi, mille molekul koosneb mitmest aatomist, võib vaadelda hapniku näitel: MO2 = 16. 2 = 32 g/mol.

Siin on toodud näited konkreetsete lihtsate või keerukate ainete kohta. Kuid kas ja kuidas on võimalik leida mitmest komponendist koosneva toote molaarmassi? Nagu molekulmass, on ka mitmekomponendilise segu molaarmass aditiivne suurus. See on komponendi molaarmassi ja selle osa segu korrutiste summa: M = ∑Mi. Xi, see tähendab, et saab arvutada nii keskmise molekulmassi kui ka keskmise molaarmassi.

Õhu näitel, mis sisaldab ligikaudu 75,5% lämmastikku, 23,15% hapnikku, 1,29% argooni ja 0,046% süsinikdioksiidi (ülejäänud lisandid, mis sisalduvad väiksemates kogustes, võib tähelepanuta jätta): Mair = 28. 0,755 + 32. 0,2315 + 40 . 0,129 + 44 . 0,00046 = 29,08424 g/mol ≈ 29 g/mol.

Kuidas leida aine molaarmassi, kui perioodilisuse tabelis näidatud aatommasside määramise täpsus on erinev? Mõne elemendi puhul näidatakse see kümnendiku täpsusega, teiste jaoks sajandiku täpsusega, teiste jaoks tuhandikute täpsusega ja selliste elementide jaoks nagu radoon - tervete, mangaani puhul kümnetuhandikega.

Molaarmassi arvutamisel ei ole mõtet teha arvutusi suurema täpsusega kui kuni kümnendikku, kuna neil on praktilisi rakendusi, kui keemiliste ainete või reaktiivide puhtus põhjustab suure vea. Kõik need arvutused on ligikaudsed. Kuid seal, kus keemikud nõuavad suuremat täpsust, tehakse teatud protseduuride abil asjakohased parandused: määratakse lahuse tiiter, kalibreeritakse standardproovide abil jne.

Enamik keskkooliõpilasi peab keemiat enda jaoks üheks raskemaks ja ebameeldivamaks õppeaineks. Tegelikult pole keemia füüsikast või matemaatikast keerulisem ja mõnel juhul on see neist palju huvitavam. Paljud õpilased, kes pole veel keemiat õppima asunud, kardavad seda juba alateadlikult, olles kuulnud gümnaasiumiõpilastelt ohtralt arvustusi selle aine kõigist “õudustest” ja selle õpetaja “türanniast”.

Teine põhjus, miks keemia on keeruline, on see, et seal kasutatakse mingeid spetsiifilisi põhimõisteid ja termineid, millega õpilane pole varem kokku puutunud ja millele on igapäevaelus raske analoogiat leida. Ilma õpetaja asjakohase selgituseta jäävad need mõisted õpilastele valesti aru, mis muudab kogu järgneva keemiaõppe protsessi keeruliseks.

Üks neist terminitest on aine molaarmassi mõiste ja selle leidmise ülesanne. See on kogu keemiaaine põhialuste alus.

Mis on aine molaarmass
Klassikaline määratlus on see molaarmass on aine ühe mooli mass. Kõik tundub lihtne, kuid jääb selgusetuks, mis on "üks ööliblikas" ja kas sellel on seos putukatega.

Sünnimärk- see on aine kogus, mis sisaldab teatud arvu molekule, täpsemalt 6,02 ∙ 10 23. Seda arvu nimetatakse konstandiks või Avogadro arvuks.

Kõikidel kemikaalidel on erinev koostis ja molekuli suurus. Seega, kui võtta üks portsjon, mis koosneb 6,02 ∙ 10 23 molekulist, on erinevatel ainetel selle osa maht ja mass. Selle osa mass on konkreetse aine molaarmass. Molaarmassi tähistatakse keemias traditsiooniliselt tähega M ja selle mõõtmed on g/mol ja kg/mol.

Kuidas leida aine molaarmassi
Enne aine molaarmassi arvutamise alustamist peate selgelt mõistma sellega seotud põhimõisteid.

1. Aine molaarmass on arvuliselt võrdne suhtelise molekulmassiga, kui aine struktuuriüksusteks on molekulid. Aine molaarmass võib olla võrdne ka suhtelise aatommassiga, kui aine struktuuriüksusteks on aatomid.
2. Suhteline aatommass näitab, mitu korda on konkreetse keemilise elemendi aatomi mass suurem etteantud konstantsest väärtusest, mille jaoks võetakse 1/12 süsinikuaatomi massi. Suhtelise aatommassi mõiste võetakse kasutusele mugavuse huvides, kuna inimesel on raske töötada nii väikeste arvudega nagu ühe aatomi mass.
3. Kui aine koosneb ioonidest, siis sel juhul räägime tema sugulasest valemi mass. Näiteks aine kaltsiumkarbonaat CaCO 3 koosneb ioonidest.
   
4. Konkreetse keemilise elemendi aine suhtelise aatommassi leiate perioodilisuse tabelist. Näiteks keemilise elemendi süsiniku suhteline aatommass on 12,011. Suhtelisel aatommassil pole mõõtühikuid. Süsiniku molaarmass on, nagu eespool mainitud, võrdne suhtelise aatommassiga, kuid samal ajal on sellel mõõtühikud. See tähendab, et süsiniku molaarmass on 12 g / mol. See tähendab, et 6,02 ∙ 10 23 süsinikuaatomit kaaluvad 12 grammi.
5. Suhtelise molekulmassi võib leida kõigi aine molekuli moodustavate keemiliste elementide aatommasside summana. Vaatleme seda süsinikdioksiidi või nagu kõik teised nimetavad süsinikdioksiidi näitel, mille valem on CO 2.

   Süsinikdioksiidi molekul sisaldab ühte süsinikuaatomit ja kahte hapnikuaatomit. Kasutades perioodilisustabelit, leiame, et süsinikdioksiidi suhteline molekulmass on 12 + 16 ∙ 2 = 44 g/mol. See on täpselt sama mass, mis on osa süsinikdioksiidist, mis koosneb 6,02 ∙ 10 23 molekulist.
   

6. Klassikaline valem aine molaarmassi leidmiseks keemias on järgmine:

   M = m/n

   
   
   kus m on aine mass, g;
   n on aine moolide arv, see tähendab, mitu osa 6,02 ∙ 10 23 molekulist, aatomist või ioonist see sisaldab.

   Sellest lähtuvalt saab aine moolide arvu määrata järgmise valemiga:

   n = N/N a

   
   
   kus N on aatomite või molekulide koguarv;
   N a on Avogadro arv või konstant, võrdne 6,02 ∙ 10 23.

   Enamik probleeme aine molaarmassi leidmisel keemias põhinevad neil kahel valemil. Kahe seotud suhte kasutamine ei ole enamiku inimeste jaoks tõenäoliselt ületamatu raskus. Peaasi on mõista põhimõistete, nagu mool, molaarmass ja suhteline aatommass, olemust ning siis ei tekita keemiaprobleemide lahendamine teile raskusi.

Abiainena aine molaarmassi leidmisel ja sellega seotud tüüpilisemate keemiaülesannete lahendamisel soovitame kasutada meie kalkulaatorit. Seda on väga lihtne kasutada. Joone all ühendi keemiline valem valige ripploendist esimene keemilise aine valemis sisalduv keemiline element. Sisestage loendi kõrval olevasse kasti keemilise aine aatomite arv. Kui aatomite arv on üks, jätke väli tühjaks. Kui peate lisama teise ja järgnevad elemendid, vajutage rohelist plussi ja korrake ülaltoodud toimingut, kuni saate aine täieliku valemi. Kontrollige sisendi õigsust, kasutades ühendi uuendatud keemilist valemit. Klõpsake nuppu Arvutama et saada otsitava aine molaarmass.

Enamiku tüüpiliste keemiaprobleemide lahendamiseks võite lisada ka ühe teadaolevatest tingimustest: molekulide arvu, moolide arvu või aine massi. Nupu all Arvutama peale selle klikkimist antakse sisestatud algandmete põhjal probleemile terviklik lahendus.

Kui aine keemilises valemis on sulud, siis laiendage neid, lisades igale elemendile vastava indeksi. Näiteks kaltsiumhüdroksiidi Ca(OH) 2 klassikalise valemi asemel kasutage kalkulaatoris keemilise aine CaO 2 H 2 jaoks järgmist valemit.

Iga aine koosneb teatud struktuuriga osakestest (molekulid või aatomid). Lihtsa ühendi molaarmass arvutatakse elementide perioodilise tabeli abil D.I. Mendelejev. Kui kompleksaine puhul on vaja see parameeter välja selgitada, siis osutub arvutus pikaks ja sel juhul otsitakse joonist teatmeteosest või keemiakataloogist, eelkõige Sigma-Aldrichist.

Molaarmassi mõiste

Molaarmass (M) on aine ühe mooli mass. Selle parameetri iga aatomi kohta leiate elementide perioodilisest tabelist, see asub otse nime all. Ühendite massi arvutamisel ümardatakse arv tavaliselt lähima täis- või kümnendikuni. Et mõista, kust see tähendus pärineb, on vaja mõista mõistet "mutt". See on aine kogus, mis sisaldab viimaste osakeste arvu, mis võrdub 12 g süsiniku stabiilse isotoobiga (12 C). Ainete aatomite ja molekulide suurus varieerub laias vahemikus, samas kui nende arv moolis on konstantne, kuid mass suureneb ja vastavalt ka maht.

Mõiste "moolmass" on tihedalt seotud Avogadro number(6,02 x 1023 mol-1). See arv tähistab aine ühikute (aatomite, molekulide) konstantset arvu 1 moolis.

Molaarmassi tähtsus keemia jaoks

Keemilised ained astuvad üksteisega mitmesugustesse reaktsioonidesse. Tavaliselt määrab mis tahes keemilise interaktsiooni võrrand, mitu molekuli või aatomit on kaasatud. Selliseid nimetusi nimetatakse stöhhiomeetrilisteks koefitsientideks. Tavaliselt on need märgitud valemi ees. Seetõttu põhinevad reaktsioonide kvantitatiivsed omadused aine kogusel ja molaarmassil. Need peegeldavad selgelt aatomite ja molekulide vastastikmõju.

Molaarmassi arvutamine

Mis tahes teadaoleva struktuuriga aine või komponentide segu aatomkoostist saab vaadata elementide perioodilise tabeli abil. Anorgaanilised ühendid kirjutatakse reeglina brutovalemiga, see tähendab struktuuri määramata, vaid ainult aatomite arvu molekulis. Orgaaniline aine molaarmassi arvutamiseks tähistatakse neid samal viisil. Näiteks benseen (C 6 H 6).

Kuidas arvutatakse molaarmass? Valem sisaldab molekulis olevate aatomite tüüpi ja arvu. Tabeli järgi D.I. Mendelejevi järgi kontrollitakse elementide molaarmassi ja iga arv korrutatakse valemis olevate aatomite arvuga.

Põhineb molekulmass ja aatomite tüüp, saate arvutada nende arvu molekulis ja luua ühendi valemi.

Elementide molaarmass

Sageli on reaktsioonide läbiviimiseks, analüütilise keemia arvutuste tegemiseks ja koefitsientide paigutamiseks võrranditesse vaja teadmisi elementide molekulmassi kohta. Kui molekul sisaldab ühte aatomit, on see väärtus võrdne aine omaga. Kui esineb kaks või enam elementi, korrutatakse molaarmass nende arvuga.

Molaarmassi väärtus kontsentratsioonide arvutamisel

Seda parameetrit kasutatakse peaaegu kõigi ainete kontsentratsioonide väljendamise meetodite ümberarvutamiseks. Näiteks tekivad sageli olukorrad massiosa määramisel aine koguse põhjal lahuses. Viimane parameeter on väljendatud mõõtühikutes mol/liiter. Nõutava massi määramiseks korrutatakse aine kogus molaarmassiga. Saadud väärtust vähendatakse 10 korda.

Aine normaalsuse arvutamiseks kasutatakse molaarmassi. Seda parameetrit kasutatakse analüütilises keemias tiitrimise ja gravimeetrilise analüüsi meetodite läbiviimiseks, kui on vaja reaktsiooni täpselt läbi viia.

Molaarmassi mõõtmine

Esimene ajalooline eksperiment oli gaaside tiheduse mõõtmine vesiniku suhtes. Viidi läbi täiendavaid kolligatiivsete omaduste uuringuid. Nende hulka kuuluvad näiteks osmootne rõhk, lahuse ja puhta lahusti keemise või külmumise erinevuse määramine. Need parameetrid on otseses korrelatsioonis aineosakeste arvuga süsteemis.

Mõnikord mõõdetakse molaarmassi tundmatu koostisega ainega. Varem kasutati sellist meetodit nagu isotermiline destilleerimine. Selle olemus on asetada aine lahus lahusti auruga küllastunud kambrisse. Nendes tingimustes toimub aurude kondenseerumine ja segu temperatuur tõuseb, saavutab tasakaalu ja hakkab langema. Vabanenud aurustumissoojus arvutatakse lahuse kuumenemis- ja jahutuskiiruse muutuse järgi.

Peamine kaasaegne molaarmassi mõõtmise meetod on massispektromeetria. See on peamine viis ainete segude tuvastamiseks. Kaasaegsete instrumentide abil toimub see protsess automaatselt, ainult peate esialgu valima proovis olevate ühendite eraldamise tingimused. Massispektromeetria meetod põhineb aine ioniseerimisel. Selle tulemusena moodustuvad ühendi erinevad laetud fragmendid. Massispekter näitab massi ja ioonide laengu suhet.

Gaaside molaarmassi määramine

Mõõdetakse lihtsalt iga gaasi või auru molaarmassi. Piisab kontrolli kasutamisest. Gaasilise aine sama ruumala on võrdne teise sama temperatuuriga ainega. Tuntud viis auru mahu mõõtmiseks on väljatõrjutud õhu hulga määramine. See protsess viiakse läbi külgharu abil, mis viib mõõteseadmeni.

Molaarmassi praktilised kasutusalad

Seega kasutatakse molaarmassi mõistet keemias kõikjal. Protsessi kirjeldamiseks, polümeerikomplekside ja muude reaktsioonide loomiseks on vaja see parameeter arvutada. Oluline punkt on toimeaine kontsentratsiooni määramine ravimaines. Näiteks uuritakse uue ühendi füsioloogilisi omadusi rakukultuuri abil. Lisaks on biokeemiliste uuringute läbiviimisel oluline molaarmass. Näiteks kui uuritakse elemendi osalemist ainevahetusprotsessides. Nüüd on paljude ensüümide struktuur teada, mistõttu on võimalik arvutada nende molekulmass, mida mõõdetakse peamiselt kilodaltonites (kDa). Tänapäeval on teada peaaegu kõigi inimvere komponentide, eriti hemoglobiini molekulmassid. Aine molekulaar- ja molaarmass on teatud juhtudel sünonüümid. Nende erinevused seisnevad selles, et viimane parameeter on aatomi kõigi isotoopide keskmine.

Kõik mikrobioloogilised katsed aine mõju täpseks määramiseks ensüümsüsteemile viiakse läbi molaarsete kontsentratsioonide abil. Näiteks biokatalüüsis ja muudes valdkondades, kus ensümaatilise aktiivsuse uurimine on vajalik, kasutatakse selliseid mõisteid nagu indutseerijad ja inhibiitorid. Ensüümide aktiivsuse reguleerimiseks biokeemilisel tasemel on vaja uurida molaarmasside abil. See parameeter on kindlalt kinnistunud loodus- ja tehnikateaduste valdkondades, nagu füüsika, keemia, biokeemia ja biotehnoloogia. Sel viisil iseloomustatud protsessid muutuvad mehhanismide ja nende parameetrite määramise seisukohalt arusaadavamaks. Üleminek fundamentaalteaduselt rakendusteadusele ei ole täielik ilma molaarmassi indikaatorita, alates aastast füsioloogilised lahendused, puhversüsteemid ja lõpetades ravimainete annuste määramisega organismile.