ATOMSKA MASA: DEFINICIJA, VRSTE, KAKO JO IZRAČUNATI, PRIMERI - KEMIJA - 2026

Atomska masa je količina prisotnih snoveh v atomu, ki se lahko izrazi v običajnih fizikalnih enotah ali v enotah atomske mase (uma ou). Atom je prazen v skoraj vsej svoji strukturi; elektroni, ki so razpršeni na območjih, imenovanih orbitale, kjer obstaja določena verjetnost, da jih najdemo, in njihovo jedro.

V jedru atoma so protoni in nevtroni; prvi s pozitivnimi naboji, drugi pa z nevtralnim nabojem. Ta dva subatomska delca imata veliko večjo maso kot elektrona; zato maso atoma upravlja njegovo jedro in ne vakuum niti elektroni.

Glavni subatomski delci in masa jedra. Vir: Gabriel Bolívar.

Masa elektrona je približno 9,1 · 10 ^-31 kg, medtem ko masa protona 1,67 · 10 ^-27 kg, masno razmerje je 1800; to pomeni, da protoni "tehtajo" 1800-krat več kot elektron. Podobno se dogaja z masami nevtrona in elektrona. Zato se šteje, da je množični prispevek elektrona za običajne namene zanemarljiv.

Zaradi tega se običajno domneva, da je masa atoma ali atomska masa odvisna samo od mase jedra; ki pa je sestavljen iz vsote snovi nevtronov in protonov. Iz tega sklepanja izhajata dva koncepta: masno število in atomska masa, ki sta tesno povezana.

S toliko "prazninami" atomov in ker je njihova masa skoraj v celoti funkcija jedra, je pričakovati, da je slednje izredno gosto.

Če odstranimo omenjeno praznino s katerega koli telesa ali predmeta, bi se njene dimenzije drastično zmanjšale. Tudi, če bi lahko zgradili majhen objekt, ki temelji na atomskih jedrih (brez elektronov), bi imel to maso milijonov ton.

Po drugi strani atomske mase pomagajo razlikovati različne atome istega elementa; To so izotopi. Ker obstajajo bolj izotopi kot drugi, je treba za določen element oceniti povprečje mase atomov; povprečje, ki se lahko razlikuje od planeta do planeta ali od ene vesoljske regije do druge.

Opredelitev in pojem

Atomska masa je po definiciji vsota mas njegovih protonov in nevtronov, izraženih s uma ali u. Nastalo število (ki ga včasih imenujemo tudi množično število) je v zgornjem levem kotu brezdimenzijsko postavljeno v zapis, ki se uporablja za nuklide. Na primer, za element ¹⁵ X je njegova atomska masa 15uma ali 15u.

Atomska masa ne more povedati veliko o resnični identiteti tega elementa X. Namesto tega se uporabi atomsko število, ki ustreza protonom v jedru X. Če je to število 7, potem je razlika ( 15-7) bo enako 8; to pomeni, da ima X 7 protonov in 8 nevtronov, katerih vsota je 15.

Če se vrnemo k sliki, ima jedro 5 nevtronov in 4 protone, zato je njegovo masno število 9; v zameno pa je 9 amu masa njenega atoma. Če imamo 4 protone in obiščete periodično tabelo, je razvidno, da to jedro ustreza elementu berilija, Be (ali ⁹ Be).

Enota za atomsko maso

Atomi so premajhni, da bi lahko merili svoje mase z običajnimi metodami ali navadnimi tehtnicami. Zaradi tega je bila izumljena uma, uo Da (barvna slepa). Te enote, zasnovane za atome, vam omogočajo, da imate predstavo, kako masivni so atomi elementa v razmerju drug do drugega.

Toda kaj točno predstavlja uma? Za vzpostavitev množičnih odnosov mora biti sklic. Za to je bil kot referenca uporabljen ¹² C atom , ki je najbolj bogat in stabilen izotop za ogljik. Ker ima 6 protonov (atomsko število Z) in 6 nevtronov, je njegova atomska masa 12.

Domneva se, da imajo protoni in nevtroni enake mase, tako da vsak prispeva 1 amu. Enota atomske mase je potem opredeljena kot ena dvanajsta (1/12) mase atoma ogljik-12; to je masa protona ali nevtrona.

Ekvivalenca v gramih

In zdaj se postavlja naslednje vprašanje: koliko gramov je 1 amu enak? Ker sprva ni bilo dovolj naprednih tehnik za njihovo merjenje, so se morali kemiki sprijazniti z izražanjem vseh mas z amu; vendar je bila to prednost in ne pomanjkljivost.

Zakaj? Ker so subatomski delci tako majhni, mora biti njihova masa, izražena v gramih, prav tako majhna. V resnici je 1 amu enak 1.6605 · 10 ^-24 gramov. Poleg tega z uporabo koncepta mol ni bilo težko delati mase elementov in njihovih izotopov z amu, vedoč, da se takšne enote lahko spremenijo v g / mol.

Na primer, nazaj na ¹⁵ X in ⁹ Be, imamo, da je njihova atomska masa 15 amu oziroma 9 amu. Ker so te enote tako majhne in ne povedo neposredno, koliko snovi mora "tehtati", da bi z njimi manipuliral, se spremenijo v svoje molarne mase: 15 g / mol in 9 g / mol (uvajajo pojme molov in Avogadrove številke).

Povprečna atomska masa

Vsi atomi istega elementa nimajo enake mase. To pomeni, da morajo imeti v jedru več subatomskih delcev. Ker je isti element, mora atomsko število ali število protonov ostati konstantno; zato obstajajo le razlike v količinah nevtronov, ki jih imajo.

Tako je razvidno iz definicije izotopov: atomi istega elementa, vendar z različno atomsko maso. Na primer, berilij je skoraj v celoti sestavljen iz izotopa ⁹ Be, v sledovih ¹⁰ Be. Vendar ta primer ni zelo koristen pri razumevanju koncepta povprečne atomske mase; potrebujemo enega z več izotopi.

Primer

Recimo, da element ⁸⁸ J obstaja , to je glavni izotop J s številčnostjo 60%. J ima tudi dva druga izotopa: ⁸⁶ J, z obiljem 20%, in ⁹⁰ J, z obiljem tudi 20%. To pomeni, da od 100 J atomov, ki jih naberemo na Zemlji, 60 od njih ⁸⁸ J, preostalih 40 pa mešanica ⁸⁶ J in ⁹⁰ J.

Vsak od treh izotopov J ima svojo atomsko maso; torej njihova vsota nevtronov in protonov. Vendar pa je treba te mase povprečiti, da ima atomska masa za J v roki; tu na Zemlji, saj lahko obstajajo tudi druga področja vesolja, kjer je številčnost ⁸⁶ J 56% in ne 60%.

Za izračun povprečne atomske mase J je treba pridobiti tehtano povprečje mase njegovih izotopov; torej ob upoštevanju odstotka številčnosti za vsakega od njih. Tako imamo:

Povprečna masa (J) = (86 amu) (0,60) + (88 amu) (0,20) + (90 amu) (0,20)

= 87,2 amu

Se pravi, povprečna atomska masa (znana tudi kot atomska teža) J je 87,2 amu. Medtem je njegova molarna masa 87,2 g / mol. Upoštevajte, da je 87,2 bližje 88 kot 86, prav tako pa je oddaljen od 90.

Absolutna atomska masa

Absolutna atomska masa je atomska masa, izražena v gramih. Izhajajoč iz primera hipotetičnega elementa J, lahko izračunamo njegovo absolutno atomsko maso (maso povprečja) ob vedenju, da je vsak amu enakovreden 1.6605 · 10 ^-24 gramov:

Absolutna atomska masa (J) = 87,2 amu * (1,6605 · 10 ^-24 g / amu)

= 1.447956 · 10 ^-22 g / J atom

To pomeni, da imajo J-atomi v povprečju absolutno maso 1,444956 · 10 ^-22 g.

Relativna atomska masa

Relativna atomska masa numerično je enaka povprečni atomski masi za dani element; Vendar prvi, za razliko od drugega, nima enotnosti. Zato je brezdimenzijski. Na primer, povprečna atomska masa berilija je 9.012182 u; medtem ko je njegova relativna atomska masa preprosto 9.012182.

Zato včasih te pojme pogosto napačno razlagamo kot sopomenke, saj so si zelo podobni in so razlike med njimi subtilne. Toda kakšne so te množice glede na? Glede na eno dvanajstino mase ¹² C.

Tako element z relativno atomsko maso 77 pomeni, da ima maso 77-krat večjo od ^1/12 od ¹² C.

Tisti, ki so si ogledali elemente periodične tabele, bodo videli, da so njihove mase razmeroma izražene. Nimajo enot amu in se razlaga tako: železo ima atomsko maso 55.846, kar pomeni, da je 55.846-krat večja od mase 1/12 dela ¹² C in da se lahko izrazi tudi kot 55.846 amu oz. 55.846 g / mol.

Kako izračunati atomsko maso

Matematično je bil dan primer, kako ga izračunati s primerom elementa J. Na splošno moramo uporabiti formulo tehtanega povprečja, ki bi bila:

P = Σ (izotopska atomska masa) (številčnost decimalk)

To pomeni, da ima atomska masa (nevtroni + protoni) vsakega izotopa (običajno naravnega) za določen element, pa tudi njihove zemeljske številčnosti (ali kar koli upoštevano območje), potem lahko izračunamo navedeno tehtano povprečje.

In zakaj ne samo aritmetično povprečje? Na primer, povprečna atomska masa J je 87,2 amu. Če ponovno izračunamo to maso, vendar aritmetično, bomo imeli:

Povprečna masa (J) = (88 amu + 86 amu + 90 amu) / 3

= 88 amu

Upoštevajte, da je med 88 in 87.2 pomembna razlika. To je zato, ker aritmetično povprečje predpostavlja, da je številčnost vseh izotopov enaka; Ker obstajajo trije izotopi J, mora biti vsak v obilju 100/3 (33,33%). Vendar v resnici to ni tako: izotopov je veliko več kot drugi.

Zato se izračuna tehtano povprečje, saj upošteva, kako bogat je en izotop glede na drugega.

Primeri

Ogljik

Za izračun povprečne atomske mase ogljika potrebujemo njegove naravne izotope s pripadajočimi številčnostmi. V primeru ogljika so to: ¹² C (98,89%) in ¹³ C (1,11%). Njihove relativne atomske mase znašajo 12 oziroma 13, kar je enako 12 amu in 13 amu. Reševanje:

Povprečna atomska masa (C) = (12 amu) (0,9889) + (13 amu) (0,0111)

= 12.0111 amu

Zato je masa ogljikovega atoma v povprečju 12,01 amu. Ker so v sledovih ¹⁴ C, to skoraj ne vpliva na to povprečje.

Natrij

Vsi kopenski atomi natrija so sestavljeni iz ²³ Na izotopa Na, zato je njegova številčnost 100%. Zato lahko v navadnih izračunih predvidevamo, da je njegova masa preprosto 23 amu ali 23 g / mol. Vendar pa je njegova natančna masa 22,98976928 amu.

Kisik

Trije kisikovi izotopi s svojo številčnostjo so: ¹⁶ O (99,762%), ¹⁷ O (0,038%) in ¹⁸ O (0,2%). Imamo vse za izračun njegove povprečne atomske mase:

Povprečna atomska masa (O) = (16 amu) (0,99762) + (17 amu) (0,00038) + (18 amu) (0,002)

= 16.00438 amu

Čeprav je njegova natančna masa dejansko 15,9994 amu.

Dušik

Ponavljamo iste korake s kisikom: ¹⁴ N (99,634%) in ¹⁵ N (0,366%). Torej:

Povprečna atomska masa (N) = (14 amu) (0,99634) + (15 amu) (0,00366)

= 14.00366 amu

Upoštevajte, da je poročana masa dušika 14.0067 amu, kar je nekoliko več od tiste, ki smo jo izračunali.

Klor

Izotopi klora z ustreznimi količinami so: ³⁵ Cl (75,77%) in ³⁷ Cl (24,23%). Če izračunamo njegovo povprečno atomsko maso, imamo:

Povprečna atomska masa (Cl) = (35 amu) (0,7577) + (37 amu) (0,2423)

= 35.4846 amu

Zelo podobno poročanju (35.453 amu).

Disprozij

In končno bo izračunana povprečna masa elementa z mnogimi naravnimi izotopi: disprozij. Te in njihova številčnost so: ¹⁵⁶ Dy (0,06%), ¹⁵⁸ Dy (0,10%), ¹⁶⁰ Dy (2,34%), ¹⁶¹ Dy (18,91%), ¹⁶² Dy (25,51 %), ¹⁶³ Dy (24,90%) in ¹⁶⁴ Dy (28,18%).

Nadaljujemo kot v prejšnjih primerih za izračun atomske mase te kovine:

Povprečna atomska masa (Dy) = (156 amu) (0,0006%) + (158 amu) (0,0010) + (160 amu) (0,0234) + (161 amu) (0,1891) + (162 amu) (0,2551) + (163 amu) (0,2490) + (164 amu) (0,2818)

= 162.5691 amu

Prijavljena masa znaša 162.500 amu. Upoštevajte, da je to povprečje med 162 in 163, saj je izotopov ¹⁵⁶ Dy, ¹⁵⁸ Dy in ¹⁶⁰ Dy malo obilno; medtem ko tisti, ki prevladujejo, so ¹⁶² Dy, ¹⁶³ Dy in ¹⁶⁴ Dy.

Reference

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemija (8. izd.). CENGAGE Učenje.
2. Wikipedija. (2019). Atomska masa. Pridobljeno: en.wikipedia.org
3. Christopher Masi. (sf). Atomska masa, pridobljena iz: wsc.mass.edu
4. Natalie Wolchover. (12. september 2017). Kako stehtate atom? Živa znanost. Pridobljeno od: lifecience.com
5. Kemija LibreTexts. (5. junij 2019). Izračun atomske mase. Pridobljeno od: chem.libretexts.orgs
6. Edward Wichers in H. Steffen Peiser. (15. december 2017). Atomska teža. Encyclopædia Britannica. Pridobljeno: britannica.com