ATOMMASSE: DEFINISJON, TYPER, HVORDAN DU BEREGNER DEN, EKSEMPLER - KJEMI - 2026

Den atommasse er mengden av materialet som er tilstede i et atom, som kan uttrykkes i vanlige fysiske enheter eller i enheter av atommasse (uma ou). Et atom er tomt i nesten all sin struktur; elektroner som diffunderes i regioner som kalles orbitaler, der det er en viss sannsynlighet for å finne dem, og kjernen deres.

I atomkjernen er protonene og nøytronene; førstnevnte med positive ladninger, mens sistnevnte med nøytral ladning. Disse to subatomære partiklene har en masse som er mye større enn elektronen; derfor styres massen til et atom av kjernen og ikke av vakuumet eller av elektroner.

De viktigste subatomære partiklene og kjernenes masse. Kilde: Gabriel Bolívar.

Massen til et elektron er omtrent ^9,1-10-31 kg, mens protonen 1,67 · 10 ^-27 kg, med masseforholdet 1.800; det vil si at et proton “veier” 1.800 ganger mer enn et elektron. Tilsvarende skjer det samme med massene til nøytron og elektron. Derfor anses elektronets massebidrag til vanlige formål som ubetydelig.

På grunn av dette antas det vanligvis at massen til atomet, eller atommassen, bare avhenger av massen til kjernen; som igjen består av summen av saken til nøytroner og protoner. To begreper dukker opp fra denne resonnementet: massetall og atommasse, begge nært beslektede.

Med så mye "tomrom" i atomer, og siden deres masse nesten utelukkende er en funksjon av kjernen, er det å forvente at sistnevnte er ekstra tett.

Hvis vi fjerner nevnte tomrom fra noe organ eller gjenstand, vil dimensjonene trekke seg sammen drastisk. Hvis vi kunne bygge en liten gjenstand basert på atomkjerner (uten elektroner), ville den ha en masse på millioner av tonn.

På den annen side er atommasser med på å skille forskjellige atomer av samme element; Dette er isotoper. Ettersom det er flere isotoper enn andre, må et gjennomsnitt av massene av atomene estimeres for et gitt element; gjennomsnitt som kan variere fra planet til planet, eller fra et romregion til et annet.

Definisjon og konsept

Per definisjon er atommassen summen av massene til dens protoner og nøytroner uttrykt med uma eller u. Det resulterende tallet (også noen ganger kalt et massetall) plasseres dimensjonsløst i øvre venstre hjørne i notasjonen som brukes for nuklider. For elementet ¹⁵ X er for eksempel atommassen 15uma eller 15u.

Atommassen kan ikke fortelle mye om den sanne identiteten til dette elementet X. I stedet brukes atomnummeret, som tilsvarer protonene i kjernen til X. Hvis dette tallet er 7, er forskjellen ( 15-7) vil være lik 8; det vil si at X har 7 protoner og 8 nøytroner, hvis sum er 15.

Når vi vender tilbake til bildet, har kjernen 5 nøytroner og 4 protoner, så massetallet er 9; og i sin tur er 9 amu massen til atomet. Ved å ha 4 protoner, og konsultere det periodiske systemet, kan man se at denne kjernen tilsvarer den til elementet beryllium, Be (eller ⁹ Be).

Atomen masseenhet

Atomer er for små til å kunne måle massene sine ved konvensjonelle metoder eller vanlige balanser. Det er av denne grunnen at uma, uo Da (fargeblind) ble oppfunnet. Disse enhetene som er utviklet for atomer, lar deg få en ide om hvor massive atomer i et element er i forhold til hverandre.

Men hva representerer en uma nøyaktig? Det må være en henvisning for å etablere masseforhold. For dette ble ¹² C- atomet brukt som referanse , som er den mest tallrike og stabile isotopen for karbon. Har 6 protoner (atomnummeret Z), og 6 nøytroner, er dens atommasse derfor 12.

Det antas at protoner og nøytroner har de samme massene, slik at hver bidrar med 1 amu. Atomenmassenheten blir deretter definert som en tolvendedel (1/12) av massen til et karbon-12-atom; dette er massen til et proton eller nøytron.

Ekvivalens i gram

Og nå oppstår følgende spørsmål: hvor mange gram tilsvarer 1 amu? Siden det i begynnelsen ikke var tilstrekkelig avanserte teknikker for å måle det, måtte kjemikere nøye seg med å uttrykke alle masser med amu; Dette var imidlertid en fordel og ikke en ulempe.

Hvorfor? Fordi subatomære partikler er så små, må massen deres, uttrykt i gram, være like liten. Faktisk tilsvarer en amu 1.6605 · 10 ^-24 gram. Videre med bruk av begrepet føflekk var det ikke noe problem å bearbeide massene av elementene og deres isotoper med amu vel vitende om at slike enheter kunne modifiseres til g / mol.

For eksempel når vi går tilbake til ¹⁵ X og ⁹ Be, har vi at atommassene deres er henholdsvis 15 amu og 9 Amu. Siden disse enhetene er så små og ikke direkte forteller hvor mye materie man må "veie" for å manipulere dem, blir de transformert til sine respektive molmasser: 15 g / mol og 9 g / mol (introduserer konseptene mol og Avogadros antall).

Gjennomsnittlig atommasse

Ikke alle atomer med samme element har samme masse. Dette betyr at de må ha flere subatomære partikler i kjernen. Å være det samme elementet, atomantallet eller antallet protoner må forbli konstant; derfor er det bare variasjon i mengden nøytroner de besitter.

Slik ser det ut av definisjonen av isotoper: atomer av det samme elementet, men med forskjellige atommasser. For eksempel består beryllium nesten utelukkende av isotopen ⁹ Be, med spormengder på ¹⁰ Be. Imidlertid er dette eksemplet lite nyttig for å forstå begrepet gjennomsnittlig atommasse; vi trenger en med flere isotoper.

Eksempel

Anta at element ⁸⁸ J eksisterer , dette er den viktigste isotopen av 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 betyr at av 100 J atomer som vi samler på jorden, er 60 av dem ⁸⁸ J, og de resterende 40 en blanding av ⁸⁶ J og ⁹⁰ J.

Hver av de tre isotoper av J har sin egen atommasse; det vil si summen av nøytroner og protoner. Imidlertid må disse massene være gjennomsnitt for å ha en atommasse for J på hånden; her på jorden, som det kan være andre regioner i universet hvor overflod på ⁸⁶ J er 56% og ikke 60%.

For å beregne den gjennomsnittlige atommassen av J, må det vektede gjennomsnittet av massene til isotopen oppnås; det vil si å ta hensyn til prosentandelen av overflod for hver av dem. Dermed har vi:

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

= 87,2 amu

Det vil si at den gjennomsnittlige atommassen (også kjent som atomvekten) til J er 87,2 amu. I mellomtiden er dens molmasse 87,2 g / mol. Legg merke til at 87.2 er nærmere 88 enn 86, og at den også er fjernt fra 90.

Absolutt atommasse

Den absolutte atommassen er atommassen uttrykt i gram. Med utgangspunkt i eksempelet på den hypotetiske element J, kan vi beregne absolutte atommassen (det vil si av den gjennomsnittlige) vite at hver amu er ekvivalent til 1,6605 * 10 ~ ^-24 gram:

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

= 1.447956 * 10 ~ ^-22 g / J-atom

Dette betyr at J-atomer i gjennomsnitt har en absolutt masse på 1,447956 · 10 ^-22 g.

Relativ atommasse

Den relative atommassen er numerisk identisk med den gjennomsnittlige atommassen for et gitt element; I motsetning til det andre, mangler den første imidlertid enhet. Derfor er den dimensjonsløs. For eksempel er den gjennomsnittlige atommassen av beryllium 9,012182 u; mens dens relative atommasse ganske enkelt er 9.012182.

Det er grunnen til at disse begrepene ofte blir tolket feil som synonymer, siden de er veldig like og forskjellene mellom dem er subtile. Men hva er disse massene i forhold til? I forhold til en tolvendedel av massen på ¹² C.

Dermed betyr et element med en relativ atommasse på 77 at den har en masse 77 ganger større enn ^1/12 av ¹² C.

De som har sett på elementene i den periodiske tabellen vil se at massene deres er relativt uttrykt. De har ikke enheter av amu, og det tolkes som: jern har en atommasse på 55 846, noe som betyr at det er 55 846 ganger mer masse enn massen på 1/12 del av ¹² C, og at det også kan uttrykkes som 55 846 amu eller 55,846 g / mol.

Hvordan beregne atommasse

Matematisk ble det gitt et eksempel på hvordan man beregner det med eksempelet til element J. Generelt sett må vi bruke den vektede gjennomsnittlige formelen, som vil være:

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

Med andre ord, med atommassene (nøytroner + protoner) til hver isotop (normalt naturlig) for et gitt element, så vel som deres respektive landlige forekomster (eller hva regionen enn vurderes), kan det veide gjennomsnittet beregnes.

Og hvorfor ikke bare det aritmetiske gjennomsnittet? For eksempel er den gjennomsnittlige atommassen til J 87,2 amu. Hvis vi beregner denne massen igjen, men aritmetisk, vil vi ha:

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

= 88 amu

Merk at det er en viktig forskjell mellom 88 og 87.2. Dette er fordi det aritmetiske gjennomsnittet antar at forekomsten av alle isotoper er den samme; Siden det er tre isotoper av J, bør hver ha en overflod på 100/3 (33,33%). Men dette er ikke tilfelle i virkeligheten: det er mye rikere isotoper enn andre.

Derfor beregnes det vektede gjennomsnittet, siden det tar hensyn til hvor rik en isotop er i forhold til en annen.

eksempler

Karbon

For å beregne den gjennomsnittlige atommassen av karbon trenger vi dens naturlige isotoper med hver sin overflod. For karbon er disse: ¹² C (98,89%) og ¹³ C (1,11%). Deres relative atommasser er henholdsvis 12 og 13, som igjen er lik 12 amu og 13 amu. løse:

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

= 12,0111 amu

Derfor er massen til et karbonatom i gjennomsnitt 12,01 amu. Siden det er spormengder på ¹⁴ C, har det nesten ingen innflytelse på dette gjennomsnittet.

natrium

Alle terrestriske natriumatomer består av ²³ Na isotop , så overfloden er 100%. Det er derfor i vanlige beregninger kan antas at massen ganske enkelt er 23 amu eller 23 g / mol. Imidlertid er den eksakte massen 22.98976928 amu.

Oksygen

De tre isotoper av oksygen med deres respektive forekomster er: ¹⁶ O (99,762%), ¹⁷ O (0,038%) og ¹⁸ O (0,2%). Vi har alt for å beregne dens gjennomsnittlige atommasse:

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

= 16.00438 amu

Selv om den rapporterte eksakte masse faktisk er 15.9994 amu.

nitrogen

Gjenta de samme trinnene med oksygen som vi har: ¹⁴ N (99,634%) og ¹⁵ N (0,366%). Så:

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

= 14.00366 amu

Merk at den rapporterte massen for nitrogen er 14.0067 amu, litt høyere enn hva vi beregnet.

klor

Klorisotoper med hver sin mengde er: ³⁵ Cl (75,77%) og ³⁷ Cl (24,23%). Beregner dens gjennomsnittlige atommasse vi har:

Gjennomsnittlig atommasse (Cl) = (35 amu) (0,7577) + (37 amu) (0.2423)

= 35,4846 amu

Svært lik den som ble rapportert (35 453 amu).

dysprosium

Og til slutt vil den gjennomsnittlige massen til et element med mange naturlige isotoper beregnes: 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 fortsetter som i de foregående eksemplene med å beregne atommassen til dette metallet:

Gjennomsnittlig 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 rapporterte massen er 162 500 amu. Legg merke til at dette gjennomsnittet er mellom 162 og 163, siden ¹⁵⁶ Dy, ¹⁵⁸ Dy og ¹⁶⁰ Dy isotoper er få rikelig; mens de som dominerer er ¹⁶² Dy, ¹⁶³ Dy og ¹⁶⁴ Dy.

referanser

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kjemi (8. utg.). CENGAGE Læring.
2. Wikipedia. (2019). Atommasse. Gjenopprettet fra: en.wikipedia.org
3. Christopher Masi. (SF). Atomic Mass. Gjenvunnet fra: wsc.mass.edu
4. Natalie Wolchover. (12. september 2017). Hvordan veier du et atom? Levende vitenskap. Gjenopprettet fra: livescience.com
5. Kjemi LibreTexts. (05. juni 2019). Beregning av atommasser. Gjenopprettet fra: chem.libretexts.orgs
6. Edward Wichers og H. Steffen Peiser. (15. desember 2017). Atomvekt. Encyclopædia Britannica. Gjenopprettet fra: britannica.com