ATOMIMASSA: MÄÄRITELMÄ, TYYPIT, KUINKA SE LASKETAAN, ESIMERKKEJÄ - KEMIA - 2025

Atomimassa on materiaalin määrän läsnä atomi, joka voidaan ilmaista tavallinen fyysinen yksikköinä tai yksikköinä atomimassa (UMA ou). Atomi on tyhjä melkein koko rakenteessaan; elektronit, jotka ovat diffundoituneet alueiksi, joita kutsutaan orbitaaleiksi, joissa niiden löytäminen on tietyllä todennäköisyydellä, ja niiden ydin.

Atomin ytimessä ovat protonit ja neutronit; ensimmäisessä positiivisilla varauksilla, kun taas toisella neutraaleilla varauksilla. Näiden kahden alaatomisen hiukkasen massa on paljon suurempi kuin elektronin; siksi atomin massaa hallitsee sen ydin eikä tyhjiö tai elektronit.

Tärkeimmät alaatomiset hiukkaset ja ytimen massa. Lähde: Gabriel Bolívar.

Elektronin massa on noin 9,1 · ^10–31 kg, kun taas protonin massa on 1,67 · ^10–27 kg, massasuhde on 1 800; ts. protoni “painaa” 1800 kertaa enemmän kuin elektroni. Samoin sama tapahtuu neutronin ja elektronin massoilla. Siksi elektronin massapanosta tavallisiin tarkoituksiin pidetään vähäisenä.

Tämän vuoksi oletetaan yleensä, että atomin massa tai atomimassa riippuu vain ytimen massasta; joka puolestaan ​​koostuu neutronien ja protonien aineen summasta. Tästä päättelystä nousee esiin kaksi käsitettä: massanumero ja atomimassa, jotka molemmat ovat läheisesti yhteydessä toisiinsa.

Koska atomeissa on niin paljon "tyhjää" ja koska niiden massa on melkein kokonaan ytimen funktio, on odotettavissa, että jälkimmäinen on poikkeuksellisen tiheä.

Jos poistamme mainitun tyhjiön mistä tahansa kappaleesta tai esineestä, sen mitat supistuvat rajusti. Lisäksi, jos pystyisimme rakentamaan pienen atomin ytimiin perustuvan objektin (ilman elektroneja), niin sen massa olisi miljoonia tonneja.

Toisaalta atomimassat auttavat erottamaan saman elementin eri atomit; Nämä ovat isotooppeja. Koska isotooppeja on enemmän kuin muita, atomien massien keskiarvo on arvioitava tietylle elementille; keskimääräinen, joka voi vaihdella planeetalta toiselle tai avaruusalueelta toiselle.

Määritelmä ja käsite

Atomimassi on määritelmänsä mukaan protonien ja neutronien massojen summa, ilmaistuna umalla tai u: lla. Tulokseksi saatu luku (jota joskus kutsutaan myös massanumeroksi) sijoitetaan mitatta vasempaan yläkulmaan nuklidien käytetyn merkinnän kohdalla. Esimerkiksi elementissä ¹⁵ X sen atomimassa on 15uma tai 15u.

Atomimassa ei voi kertoa paljoa tämän elementin X todellisesta identiteetistä. Sen sijaan käytetään atominumeroa, joka vastaa X: n ytimen protoneja. Jos tämä luku on 7, niin ero (15-7) on yhtä suuri kuin 8; eli X: ssä on 7 protonia ja 8 neutronia, joiden summa on 15.

Palattuaan kuvaan, ytimessä on 5 neutronia ja 4 protonia, joten sen massa on 9; ja puolestaan ​​9 amu on sen atomin massa. Ottamalla 4 protonia ja käymällä läpi jaksollisen taulukon, voidaan nähdä, että tämä ydin vastaa elementin beryllium, Be (tai ⁹ Be) ydintä.

Atomimassayksikkö

Atomit ovat liian pieniä voidakseen mitata massansa tavanomaisilla menetelmillä tai tavallisilla vaa'oilla. Juuri tästä syystä keksittiin uma, uo Da (värisokka). Nämä atomille suunnitellut yksiköt antavat sinulle käsityksen siitä, kuinka massiiviset elementin atomit ovat suhteessa toisiinsa.

Mutta mitä uma edustaa tarkalleen? Massasuhteiden luomiseen on oltava viittaus. Tätä varten käytettiin referenssinä ¹² C- atomia, joka on runsas- ja stabiili hiilen isotooppi. Koska sillä on 6 protonia (sen atominumero Z) ja 6 neutronia, sen atomimassa on siis 12.

Oletetaan, että protoneilla ja neutroneilla on samat massat, niin että molemmat osallistuvat 1 amuun. Sitten atomimassayksikkö määritellään yhdeksi kahdestoistaosaan (1/12) hiili-12-atomin massasta; tämä on protonin tai neutronin massa.

Vastaavuus grammoina

Ja nyt nousee seuraava kysymys: kuinka monta grammaa 1 amu on yhtä suuri? Koska aluksi ei ollut riittävän edistyneitä tekniikoita sen mittaamiseksi, kemistien piti tyytyä ilmaisemaan kaikki massat amu-muodolla; tämä oli kuitenkin etu eikä haitta.

Miksi? Koska subatomiset hiukkaset ovat niin pieniä, niiden massan, ilmaistuna grammoina, on oltava yhtä pieni. Itse asiassa 1 amu on 1,6605 · 10 - ²⁴ grammaa. Lisäksi moolikäsitettä käytettäessä ei ollut ongelma työskennellä elementtien ja niiden isotooppien massoilla amu: lla tietäen, että tällaiset yksiköt voidaan modifioida g / mol-arvoon.

Esimerkiksi palaamalla arvoon ¹⁵ X ja ⁹ Be, meillä on, että niiden atomimassat ovat vastaavasti 15 amu ja 9 amu. Koska nämä yksiköt ovat niin pieniä eivätkä kerro suoraan, kuinka paljon ainetta on "punnittava" manipuloidakseen niitä, ne muunnetaan vastaaviksi moolimassiksi: 15 g / mol ja 9 g / mol (esitellään moolien käsitteet ja Avogadro-luku).

Keskimääräinen atomimassa

Kaikilla saman elementin atomilla ei ole sama massa. Tämä tarkoittaa, että heillä on oltava enemmän subatomisia hiukkasia ytimessä. Koska sama elementti, atomimäärän tai protonien lukumäärän on pysyttävä vakiona; siksi heidän hallussaan olevien neutronien määrissä on vain vaihtelua.

Näin se käy ilmi isotooppien määritelmästä: saman alkuaineen atomit, mutta eri atomimassoilla. Esimerkiksi beryllium koostuu melkein kokonaan isotoopista ⁹ Be, hiukkasmäärillä ¹⁰ Be. Tämä esimerkki ei kuitenkaan ole kovin hyödyllinen ymmärtämään keskimääräisen atomimassan käsitettä; tarvitsemme yhden, jolla on enemmän isotooppeja.

esimerkki

Oletetaan, että elementti ⁸⁸ J on olemassa, tämä on J: n pääisotooppi, jonka runsaus on 60%. J: llä on myös kaksi muuta isotooppia: ⁸⁶ J, jonka runsaus on 20%, ja ⁹⁰ J, jossa on myös 20%. Tämä tarkoittaa, että 100: sta J: n atomista, jotka keräämme maan päällä, niistä 60 on ⁸⁸ J ja loput 40 sekoituksena ⁸⁶ J ja ⁹⁰ J.

Jokaisella J: n kolmesta isotoopista on oma atomimassa; eli niiden neutronien ja protonien summa. Nämä massat on kuitenkin keskiarvoistettava, jotta J: n atomimassi olisi käsillä; täällä maan päällä, koska voi olla muitakin maailmankaikkeuden alueita, joissa ⁸⁶ J: n tiheys on 56% eikä 60%.

J: n keskimääräisen atomimassan laskemiseksi on saatava sen isotooppien painotettu keskiarvo; toisin sanoen, kun otetaan huomioon kunkin niistä prosentuaalinen runsaus. Siten meillä on:

Keskimääräinen massa (J) = (86 amu) (0,60) + (88 amu) (0,20) + (90 amu) (0,20)

= 87,2 amu

Eli J: n keskimääräinen atomimassa (tunnetaan myös nimellä atomipaino) on 87,2 amu. Samaan aikaan sen moolimassa on 87,2 g / mol. Huomaa, että 87,2 on lähempänä 88: ta kuin 86: ta ja se on myös kaukana 90: stä.

Absoluuttinen atomimassa

Absoluuttinen atomimassa on atomimassa ilmaistuna grammoina. Hypoteettisen elementin J esimerkistä voidaan laskea sen absoluuttinen atomimassa (keskimääräinen) tietäen, että jokainen amu vastaa 1,6605 · ^10–24 grammaa:

Absoluuttinen atomimassa (J) = 87,2 amu * (1,660510 - ²⁴ g / amu)

= 1,447956 · 10 - ²² g / J-atomi

Tämä tarkoittaa, että J-atomien absoluuttinen massa on keskimäärin 1,447956 · 10 - ²² g.

Suhteellinen atomimassa

Suhteellinen atomimassa on numeerisesti identtinen tietyn elementin keskimääräisen atomimassan kanssa; Toisin kuin toinen, ensimmäisestä puuttuu kuitenkin yhtenäisyys. Siksi se on ulottumaton. Esimerkiksi berylliumin keskimääräinen atomimassa on 9,012182 u; kun taas sen suhteellinen atomimassa on yksinkertaisesti 9,012182.

Siksi näitä käsitteitä tulkitaan joskus usein väärin synonyymeiksi, koska ne ovat hyvin samankaltaisia ​​ja niiden väliset erot ovat hienoisia. Mutta mihin nämä massat ovat suhteessa? Suhteessa yhden kahdestoistaosan ¹² C: n massasta.

Siten elementti, jonka suhteellinen atomimassa on 77, tarkoittaa, että sen massa on 77 kertaa suurempi kuin ^1/12/12.

Ne, jotka ovat tarkastelleet jaksollisen taulukon elementtejä, näkevät, että niiden massat ovat suhteellisen ilmaistuja. Niillä ei ole amu-yksikköä, ja se tulkitaan seuraavasti: raudan atomimassa on 55 846, mikä tarkoittaa, että sen massa on 55 846 kertaa enemmän kuin ¹² C osan 1/12 osan massaa ja että se voidaan ilmaista myös 55 846 amu tai 55,846 g / mol.

Kuinka laskea atomimassa

Matemaattisesti esimerkki siitä, kuinka se voidaan laskea, annettiin elementin J esimerkillä. Yleisesti ottaen on sovellettava painotetun keskiarvon kaavaa, joka olisi:

P = Σ (isotoopin atomimassa) (runsaus desimaalina)

Toisin sanoen, jolla on kunkin isotoopin (normaalisti luonnolliset) atomimassat (neutronit + protonit) tietylle elementille, samoin kuin niiden vastaavat maanpäälliset esiintymiset (tai mikä tahansa tarkasteltavana oleva alue), sitten mainittu painotettu keskiarvo voidaan laskea.

Ja miksi ei vain aritmeettinen keskiarvo? Esimerkiksi J: n keskimääräinen atomimassa on 87,2 amu. Jos laskemme tämän massan uudelleen, mutta aritmeettisesti, meillä on:

Keskimääräinen massa (J) = (88 amu + 86 amu + 90 amu) / 3

= 88 amu

Huomaa, että välillä 88 ja 87,2 on tärkeä ero. Tämä johtuu siitä, että aritmeettinen keskiarvo olettaa, että kaikkien isotooppien runsaus on sama; Koska J: n isotooppeja on kolme, kummankin pitäisi olla 100/3 (33,33%). Mutta näin ei ole todellisuudessa: isotooppeja on paljon enemmän kuin muita.

Siksi painotettu keskiarvo lasketaan, koska siinä otetaan huomioon kuinka runsas yksi isotooppi on toisen suhteen.

esimerkit

hiili

Hiilen keskimääräisen atomimassan laskemiseksi tarvitsemme sen luonnolliset isotoopit ja niiden vastaavat määrät. Hiilen tapauksessa nämä ovat: ¹² C (98,89%) ja ¹³ C (1,11%). Niiden suhteelliset atomimassat ovat vastaavasti 12 ja 13, mikä puolestaan ​​on yhtä suuri kuin 12 amu ja 13 amu. Ongelmien:

Keskimääräinen atomimassa (C) = (12 amu) (0,9889) + (13 amu) (0,0111)

= 12,0111 amu

Siksi hiiliatomin massa on keskimäärin 12,01 amu. Koska jäljellä on ¹⁴ C: n määrää, sillä ei ole juuri mitään vaikutusta tähän keskiarvoon.

natrium

Kaikki maanpäälliset natriumatomit koostuvat ²³ Na- isotoopista, joten sen määrä on 100%. Siksi tavanomaisissa laskelmissa sen massan voidaan olettaa olevan yksinkertaisesti 23 amu tai 23 g / mol. Sen tarkka massa on kuitenkin 22,98976928 amu.

Happi

Kolme happi-isotooppia ja niiden vastaavat määrät ovat: ¹⁶ O (99,762%), ¹⁷ O (0,038%) ja ¹⁸ O (0,2%). Meillä on kaikki sen keskimääräisen atomimassan laskemiseksi:

Keskimääräinen atomimassa (O) = (16 amu) (0,99762) + (17 amu) (0,00038) + (18 amu) (0,002)

= 16,00438 amu

Vaikka sen ilmoitettu tarkka massa on oikeastaan ​​15 9994 amu.

typpi

Toistamalla samat vaiheet hapella, meillä on: ¹⁴ N (99,634%) ja ¹⁵ N (0,366%). Niin:

Keskimääräinen atomimassa (N) = (14 amu) (0,99634) + (15 amu) (0,00366)

= 14,00366 amu

Huomaa, että typen ilmoitettu massa on 14,0067 amu, hiukan korkeampi kuin mitä lasimme.

Kloori

Kloorin isotoopit ja niiden vastaavat määrät ovat: ³⁵ Cl (75,77%) ja ³⁷ Cl (24,23%). Laskemalla sen keskimääräinen atomimassa, meillä on:

Keskimääräinen atomimassa (Cl) = (35 amu) (0,7577) + (37 amu) (0,2423)

= 35,4846 amu

Hyvin samanlainen kuin raportoitu (35 453 amu).

dysprosium

Ja lopuksi lasketaan monien luonnollisten isotooppien sisältävän alkuaineen keskimääräinen massa: dysprosium. Nämä ja niiden vastaava runsaus ovat: ¹⁵⁶ Dy (0,06%), ¹⁵⁸ Dy (0,10%), ¹⁶⁰ Dy (2,34%), ¹⁶¹ Dy (18,91%), ¹⁶² Dy (25,51). %), ¹⁶³ Dy (24,90%) ja ¹⁶⁴ Dy (28,18%).

Jatkamme edellisten esimerkkien tavoin tämän metallin atomimassan laskemista:

Keskimääräinen atomimassa (Dy) = (156 amu) (0,0006%) + (158 amu) (0,0010) + (160 amu) (0,0234) + (161 amu) (0,1889) + (162 amu) (0,2551) + (163 amu) (0,2490) + (164 amu) (0,2818)

= 162,5691 amu

Raportoitu massa on 162 500 amu. Huomaa, että tämä keskiarvo on välillä 162-163, koska ¹⁵⁶ Dy, ¹⁵⁸ Dy ja ¹⁶⁰ Dy isotooppeja on vähän, kun taas vallitsevia ovat ¹⁶² Dy, ¹⁶³ Dy ja ¹⁶⁴ Dy.

Viitteet

1. Whitten, Davis, Peck ja Stanley. (2008). Kemia (8. painos). CENGAGE -oppiminen.
2. Wikipedia. (2019). Atomimassa. Palautettu osoitteesta: en.wikipedia.org
3. Christopher Masi. (SF). Atomimassa. Palautettu osoitteesta: wsc.mass.edu
4. Natalie Wolchover. (12. syyskuuta 2017). Kuinka painat atomin? Elävä tiede. Palautettu sivustolta: livescience.com
5. Kemia LibreTexts. (5. kesäkuuta 2019). Atomimassojen laskeminen. Palautettu: chem.libretexts.orgs
6. Edward Wichers ja H. Steffen Peiser. (15. joulukuuta 2017). Atomipaino. Encyclopædia Britannica. Palautettu osoitteesta: britannica.com