ATOMISK MASSE: DEFINITION, TYPER, HVORDAN MAN BEREGNER DEN, EKSEMPLER - KEMI - 2025

Den atommasse er mængden af materiale til stede i et atom, som kan udtrykkes i almindelige fysiske enheder eller i enheder af atommasse (uma ou). Et atom er tomt i næsten al sin struktur; elektroner, der diffunderes i regioner kaldet orbitaler, hvor der er en vis sandsynlighed for at finde dem, og deres kerne.

I atomens kerne er protoner og neutroner; førstnævnte med positive ladninger, mens sidstnævnte med neutral ladning. Disse to subatomære partikler har en masse, der er meget større end elektronens; derfor styres atomets masse af dets kerne og ikke af vakuumet eller af elektroner.

De vigtigste subatomære partikler og massen af ​​kernen. Kilde: Gabriel Bolívar.

Massen på et elektron er ca. ^9,1-10-31 kg, medens protonen 1,67 · 10 ^-27 kg, idet masseforholdet er 1.800; det vil sige, at en proton “vejer” 1.800 gange mere end et elektron. Tilsvarende det samme sker med masserne af neutronen og elektronet. Derfor betragtes elektronets massebidrag til almindelige formål som ubetydelig.

På grund af dette antages det sædvanligvis, at atomets masse, eller atommassen, kun afhænger af kernen. som til gengæld består af summen af ​​sagen om neutroner og protoner. To koncepter fremgår af denne ræsonnement: massetal og atommasse, begge tæt forbundet.

Med så meget "tomrum" i atomer, og da deres masse næsten udelukkende er en funktion af kernen, kan det forventes, at sidstnævnte er ekstraordinært tæt.

Hvis vi fjerner nævnte tomrum fra et hvilket som helst organ eller objekt, ville dens dimensioner trække drastisk sammen. Hvis vi også kunne bygge et lille objekt baseret på atomkerner (uden elektroner), ville det have en masse på millioner af tons.

På den anden side hjælper atommasser med at skelne forskellige atomer i det samme element; Dette er isotoper. Da der er mere rigelige isotoper end andre, skal et gennemsnit af masserne af atomer estimeres for et givet element; gennemsnit, der kan variere fra planet til planet eller fra et rumregion til et andet.

Definition og koncept

Per definition er atommassen summen af ​​masserne af dens protoner og neutroner udtrykt med uma eller u. Det resulterende antal (også undertiden kaldet et massetal) anbringes dimensionløst i øverste venstre hjørne i notationen, der bruges til nuklider. For elementet ¹⁵ X er for eksempel dens atommasse 15uma eller 15u.

Atommassen kan ikke fortælle meget om den rigtige identitet af dette element X. I stedet anvendes atomnummeret, hvilket svarer til protonerne i kernen i X. Hvis dette tal er 7, er forskellen (15-7) vil være lig med 8; X har 7 protoner og 8 neutroner, hvis sum er 15.

Når vi vender tilbage til billedet, har kernen 5 neutroner og 4 protoner, så dens massetal er 9; og til gengæld er 9 amu massen af ​​dets atom. Ved at have 4 protoner og konsultere den periodiske tabel kan det ses, at denne kerne svarer til elementet beryllium, Be (eller ⁹ Be).

Atomen masse

Atomer er for små til at være i stand til at måle deres masse ved konventionelle metoder eller almindelige balancer. Det er af denne grund, at uma, uo Da (farveblind) blev opfundet. Disse enheder, der er udtænkt til atomer, giver dig mulighed for at få en idé om, hvor massive elementernes atomer er i forhold til hinanden.

Men hvad repræsenterer en uma nøjagtigt? Der skal være en henvisning til etablering af masseforhold. For dette, ¹² C blev atom anvendt som reference, som er den mest rigelige og stabile isotop for carbon. Har 6 protoner (dets atomnummer Z) og 6 neutroner er dens atommasse derfor 12.

Antagelsen antages, at protoner og neutroner har de samme masser, så hver bidrager med 1 amu. Atomenmassenheden defineres derefter som en tolvendedel (1/12) af massen af ​​et carbon-12-atom; dette er massen af ​​en proton eller neutron.

Ækvivalens i gram

Og nu opstår følgende spørgsmål: hvor mange gram er 1 amu ens? Da der i starten ikke var tilstrækkeligt avancerede teknikker til at måle den, var kemikere nødt til at nøjes med at udtrykke alle masser med amu; dette var imidlertid en fordel og ikke en ulempe.

Hvorfor? Da subatomære partikler er så små, skal deres masse, udtrykt i gram, være lige så lille. Faktisk 1 amu lig 1.6605 · 10 ^-24 gram. Ved anvendelse af begrebet mol, var det endvidere ikke et problem at bearbejde masserne af elementerne og deres isotoper med amu ved at vide, at sådanne enheder kunne ændres til g / mol.

For eksempel, når vi går tilbage til ¹⁵ X og ⁹ Be, har vi, at deres atommasser er henholdsvis 15 Amu og 9 Amu. Da disse enheder er så små og ikke direkte fortæller, hvor meget stof man skal "veje" for at manipulere dem, omdannes de til deres respektive molmasse: 15 g / mol og 9 g / mol (introduktion af begreberne mol og Avogadros nummer).

Gennemsnitlig atommasse

Ikke alle atomer af det samme element har den samme masse. Dette betyder, at de skal have flere subatomære partikler i kernen. Da det er det samme element, skal det atomære antal eller antallet af protoner forblive konstant; derfor er der kun variation i mængderne af neutroner, de besidder.

Sådan ser det ud af definitionen af ​​isotoper: atomer af det samme element, men med forskellige atommasser. F.eks. Består beryllium næsten udelukkende af isotopen ⁹ Be med spormængder på ¹⁰ Be. Imidlertid er dette eksempel ikke særlig nyttigt til at forstå begrebet gennemsnitlig atommasse; vi har brug for en med flere isotoper.

Eksempel

Antag, at element ⁸⁸ J findes, dette er den største isotop af J med en overflod på 60%. J har også to andre isotoper: ⁸⁶ J, med en overflod på 20%, og ⁹⁰ J, med en overflod på også 20%. Dette betyder, at af 100 J atomer, som vi samler på Jorden, er 60 af dem ⁸⁸ J, og de resterende 40 en blanding af ⁸⁶ J og ⁹⁰ J.

Hver af de tre isotoper af J har sin egen atommasse; det vil sige deres sum af neutroner og protoner. Disse masser skal dog gennemsnitligt beregnes for at have en atommasse for J på hånden; her på Jorden, som der kan være andre regioner i Universet, hvor forekomsten af ⁸⁶ J er 56% og ikke 60%.

For at beregne den gennemsnitlige atommasse af J skal det vægtede gennemsnit af masserne af dets isotoper opnås; det vil sige under hensyntagen til procentdelen af ​​overflod for hver af dem. Således har vi:

Gennemsnitlig masse (J) = (86 amu) (0,60) + (88 amu) (0,20) + (90 amu) (0,20)

= 87,2 amu

Det vil sige, at den gennemsnitlige atommasse (også kendt som atomvægten) på J er 87,2 amu. I mellemtiden er dens molære masse 87,2 g / mol. Bemærk, at 87.2 er tættere på 88 end 86, og at det også er langt fra 90.

Absolut atommasse

Den absolutte atommasse er atommassen udtrykt i gram. Begyndende fra eksemplet med den hypotetiske element J, kan vi beregne sin absolutte atommasse (af gennemsnittet) vel vidende at hver amu svarer til 1,6605 · 10 ^-24 gram:

Absolut atommasse (J) = 87,2 amu * (1,6605 · 10 ^-24 g / amu)

= 1.447956 · 10 ^-22 g / J atom

Dette betyder, at J-atomer i gennemsnit har en absolut masse af 1.447956 · 10 ^-22 g.

Relativ atommasse

Den relative atommasse er numerisk identisk med den gennemsnitlige atommasse for et givet element; I modsætning til det andet mangler den første imidlertid enhed. Derfor er den dimensionløs. For eksempel er den gennemsnitlige atommasse af beryllium 9,012182 u; mens dens relative atommasse ganske enkelt er 9.012182.

Derfor er disse begreber ofte fortolket som synonymer, da de er meget ens, og forskellene mellem dem er subtile. Men hvad er disse masser i forhold til? I forhold til en tolvtedel af massen på ¹² C.

Således betyder et element med en relativ atommasse på 77, at det har en masse 77 gange større end ^1/12 af ¹² C.

De, der har set på elementerne i den periodiske tabel, vil se, at deres masser er relativt udtrykte. De har ikke amu-enheder og fortolkes som: jern har en atommasse på 55.846, hvilket betyder, at det er 55.846 gange mere masse end massen på 1/12 del af ¹² C, og at det også kan udtrykkes som 55.846 amu eller 55,846 g / mol.

Sådan beregnes atommasse

Matematisk blev der givet et eksempel på, hvordan man beregner det med eksemplet på element J. Generelt skal vi anvende den vejede gennemsnitformel, som ville være:

P = Σ (isotop atommasse) (overflod i decimaler)

Det vil sige at have atommasserne (neutroner + protoner) af hver isotop (normalt naturlig) for et givet element, såvel som deres respektive landlige forekomster (eller uanset hvilken region der betragtes), så kan det vægtede gennemsnit beregnes.

Og hvorfor ikke bare det aritmetiske gennemsnit? For eksempel er den gennemsnitlige atommasse på J 87,2 amu. Hvis vi beregner denne masse igen, men aritmetisk, har vi:

Gennemsnitlig masse (J) = (88 amu + 86 amu + 90 amu) / 3

= 88 amu

Bemærk, at der er en vigtig forskel mellem 88 og 87.2. Dette skyldes, at det aritmetiske gennemsnit antager, at overfladen af ​​alle isotoper er den samme; Da der er tre isotoper af J, bør hver have en overflod på 100/3 (33,33%). Men dette er ikke tilfældet i virkeligheden: der er meget mere rigelige isotoper end andre.

Derfor beregnes det vejede gennemsnit, da det tager højde for, hvor rig en isotop er i forhold til en anden.

eksempler

Kulstof

For at beregne den gennemsnitlige atommasse af kulstof har vi brug for dets naturlige isotoper med deres respektive forekomster. For kulstof er disse: ¹² ° C (98,89%) og ¹³ ° C (1,11%). Deres relative atommasser er henholdsvis 12 og 13, som igen er lig med 12 amu og 13 amu. Løsning:

Gennemsnitlig atommasse (C) = (12 amu) (0,9889) + (13 amu) (0,0111)

= 12,0111 amu

Derfor er massen af ​​et carbonatom i gennemsnit 12,01 amu. Da der er spormængder på ¹⁴ C, har det næsten ingen indflydelse på dette gennemsnit.

Natrium

Alle terrestriske natriumatomer består af ²³ Na isotop, så dens overflod er 100%. Derfor kan det i almindelige beregninger antages, at dens masse blot er 23 amu eller 23 g / mol. Den nøjagtige masse er imidlertid 22.98976928 amu.

Ilt

De tre iltisotoper med deres respektive forekomster er: ¹⁶ O (99,762%), ¹⁷ O (0,038%) og ¹⁸ O (0,2%). Vi har alt for at beregne dens gennemsnitlige atommasse:

Gennemsnitlig atommasse (O) = (16 amu) (0,99762) + (17 amu) (0,00038) + (18 amu) (0,002)

= 16.00438 amu

Selv om dens rapporterede nøjagtige masse faktisk er 15.9994 amu.

Kvælstof

Gentagelse af de samme trin med ilt har vi: ¹⁴ N (99,634%) og ¹⁵ N (0,366%). Så:

Gennemsnitlig atommasse (N) = (14 amu) (0,99634) + (15 amu) (0,00366)

= 14,00366 amu

Bemærk, at den rapporterede masse for nitrogen er 14.0067 amu, lidt højere end hvad vi beregnet.

Klor

Klorisotoper med deres respektive forekomster er: ³⁵ Cl (75,77%) og ³⁷ Cl (24,23%). Beregning af dens gennemsnitlige atommasse har vi:

Gennemsnitlig atommasse (Cl) = (35 amu) (0,7577) + (37 amu) (0,2423)

= 35,4846 amu

Meget lig den rapporterede (35.453 amu).

dysprosium

Og endelig beregnes den gennemsnitlige masse af et element med mange naturlige isotoper: dysprosium. Disse og deres respektive forekomster er: ¹⁵⁶ Dy (0,06%), ¹⁵⁸ Dy (0,10%), ¹⁶⁰ Dy (2,34%), ¹⁶¹ Dy (18,91%), ¹⁶² Dy (25,51 %), ¹⁶³ Dy (24,90%) og ¹⁶⁴ Dy (28,18%).

Vi fortsætter som i de foregående eksempler med at beregne atomets masse i dette metal:

Gennemsnitlig atommasse (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

Den rapporterede masse er 162.500 amu. Bemærk, at dette gennemsnit er mellem 162 og 163, da ¹⁵⁶ Dy, ¹⁵⁸ Dy og ¹⁶⁰ Dy isotoper er få rigelige; mens de, der dominerer, er ¹⁶² Dy, ¹⁶³ Dy og ¹⁶⁴ Dy.

Referencer

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemi (8. udgave). CENGAGE Læring.
2. Wikipedia. (2019). Atomisk masse. Gendannet fra: en.wikipedia.org
3. Christopher Masi. (Sf). Atomisk masse. Genvundet fra: wsc.mass.edu
4. Natalie Wolchover. (12. september 2017). Hvordan vejer du et atom? Live videnskab. Gendannes fra: livescience.com
5. Kemi LibreTexts. (05. juni 2019). Beregning af atommasser. Gendannes fra: chem.libretexts.orgs
6. Edward Wichers og H. Steffen Peiser. (15. december 2017). Atomvægt. Encyclopædia Britannica. Gendannes fra: britannica.com