MASSE NUMMER: HVAD DET ER, OG HVORDAN MAN FÅR DET (MED EKSEMPLER) - FYSISK - 2025

Det massetal eller masse antal af et atom er summen af antallet af protoner og antallet af neutroner i kernen. Disse partikler betegnes ombytteligt med navnet på nukleoner, derfor repræsenterer massetallet mængden af ​​dem.

Lad N være antallet af tilstedeværende neutroner og Z antallet af protoner, hvis vi kalder A som massetallet, så:

A = N + Z

Figur 1. Radius har massetal A = 226, nedbrydes til radon med A = 222 og udsender en heliumkerne på A = 4. Kilde: Wikimedia Commons. Perox

Eksempler på massetal

Her er nogle eksempler på massetal for kendte elementer:

Hydrogen

Det mest stabile og rigelige brintatom er også det enkleste: 1 proton og en elektron. Da brintkernen ikke har neutroner, er det rigtigt, at A = Z = 1.

Ilt

En iltkerne har 8 neutroner og 8 protoner, derfor A = 16.

Kulstof

Livet på Jorden er baseret på kulstofkemien, et let atom med 6 protoner i sin kerne plus 6 neutroner, så A = 6 + 6 = 12.

uran

Dette element, meget tungere end det foregående, er kendt for sine radioaktive egenskaber. Uranukernen har 92 protoner og 146 neutroner. Derefter er dens massetal A = 92 + 146 = 238.

Hvordan får man massetallet?

Som nævnt tidligere svarer massens antal A for et element altid til summen af ​​antallet af protoner og antallet af neutroner, som dens kerne indeholder. Det er også et helt tal, men… er der nogen regel vedrørende forholdet mellem de to mængder?

Lad os se: alle de elementer, der er nævnt ovenfor, er lette undtagen uran. Hydrogenatom er som sagt det enkleste. Det har ingen neutroner, i det mindste i sin mest udbredte version, og i ilt og kulstof er der lige mange protoner og neutroner.

Det sker også med andre lette elementer, såsom nitrogen, en anden meget vigtig gas for livet, som har 7 protoner og 7 neutroner. Efterhånden som kernen bliver mere kompleks og atomerne bliver tyngre, stiger antallet af neutroner i en anden hastighed.

I modsætning til de lette elementer har uran med 92 protoner ca. 1½ gange så meget som neutroner: 1½ x 92 = 1,5 x 92 = 138.

Som du kan se, er det ganske tæt på 146, antallet af neutroner, det har.

Figur 2. Stabilitetskurve. Kilde: F. Zapata.

Alt dette er tydeligt i kurven i figur 2. Det er en graf af N versus Z, kendt som nukleare stabilitetskurve. Der kan du se, hvordan lette atomer har det samme antal protoner som neutroner, og hvordan fra Z = 20 stiger antallet af neutroner.

På denne måde bliver det store atom mere stabilt, da overskydningen af ​​neutroner mindsker den elektrostatiske frastødning mellem protonerne.

Notation for atomer

En meget nyttig notation, der hurtigt beskriver atomtypen, er følgende: symbolet på elementet og de respektive atom- og massetal er skrevet som vist nedenfor i dette diagram:

Figur 3. Atomnotation. Kilde: F. Zapata.

I denne notation ville atomerne i de foregående eksempler være:

Nogle gange bruges en mere behagelig notation, hvor kun symbolet på elementet og massetallet bruges til at betegne atomet, idet atomnummeret udelades. På denne måde skrives ¹² ₆ C simpelt hen som carbon-12, ¹⁶ ₈ O ville være oxygen-16 osv. For ethvert element.

isotoper

Antallet af protoner i en kerne bestemmer elementets art. For eksempel er hvert atom, hvis kerne indeholder 29 protoner, et kobberatom, uanset hvad.

Antag, at et kobberatom mister et elektron uanset grund, det er stadig kobber. Men nu er det et ioniseret atom.

Det er vanskeligere for en atomkerne at vinde eller miste en proton, men i naturen kan det forekomme. For eksempel dannes tungere elementer i stjernerne kontinuerligt af lette elementer, da den stjernekerner opfører sig som en fusionsreaktor.

Og lige her på Jorden er der fænomenet radioaktivt forfald, hvor nogle ustabile atomer uddriver nukleoner og udsender energi og omdannes til andre elementer.

Endelig er der muligheden for, at et atom af et bestemt element har et andet massetal, i dette tilfælde er det en isotop.

Et godt eksempel er det velkendte carbon-14 eller radiocarbon, der bruges til at datere arkæologiske genstande og som en biokemisk sporstof. Det er det samme kulstof med identiske kemiske egenskaber, men med to ekstra neutroner.

Carbon-14 er mindre rigeligt end carbon-12, den stabile isotop, og den er også radioaktiv. Dette betyder, at det over tid nedbrydes og udsender energi og partikler, indtil det bliver et stabilt element, der i det tilfælde er nitrogen.

Kulstofisotoper

Kulstof findes i naturen som en blanding af flere isotoper, hvoraf den mest rigelige er ovennævnte ¹² ₆ C eller carbon-12. Og ud over kulstof-14 er der ¹³ ₆ C med en ekstra neutron.

Dette er almindeligt i naturen, for eksempel kendes 10 stabile isotoper af tin. I modsætning hertil kendes kun en enkelt isotop af beryllium og natrium.

Hver isotop, naturlig eller kunstig, har en forskellig transformationshastighed. På samme måde er det muligt at skabe kunstige isotoper i laboratoriet, som generelt er ustabile og radioaktivt forfald i en meget kort periode med fraktioner på et sekund, mens andre tager meget længere tid, så længe jordens alder eller længere er.

Tabel over naturlige isotoper af kulstof

Kulstofisotoper	Atomnummer Z	Masse nummer A	Overflod%
12 6 C	6	12	98,89
13 6 C	6	13	1.11
14 6 C	6	14	Spor

Arbejdede eksempler

- Eksempel 1

Hvad er forskellen mellem ¹³ ₇ N og ¹⁴ ₇ N?

Svar

Begge er nitrogenatomer, da deres atomnummer er 7. En af isotoperne, den med A = 13, har en mindre neutron, mens ¹⁴ ₇ N er den mest rigelige isotop.

- Eksempel 2

Hvor mange neutroner er der i kernen i et kviksølvatom, betegnet ²⁰¹ ₈₀ Hg?

Svar

Da A = 201 og Z = 80, og også at vide:

A = Z + N

N = A - Z = 201 - 80 = 121

Og det konkluderes, at kviksølvatom har 121 neutroner.

Referencer

1. Connor, N. Hvad er nucleon - struktur af atomkernen - definition. Gendannet fra: periodic-table.org.
2. Knight, R. 2017. Fysik for forskere og teknik: en strategi-tilgang. Pearson.
3. Sears, Zemansky. 2016. Universitetsfysik med moderne fysik. 14th. Udgave bind 2.
4. Tippens, P. 2011. Fysik: koncepter og applikationer. 7. udgave. McGraw Hill.
5. Wikipedia. Masse nummer. Gendannet fra: en.wikipedia.org.