ATOMU MASA: DEFINĪCIJA, VEIDI, KĀ TO APRĒĶINĀT, PIEMĒRI - ĶĪMIJA - 2025

Atommasa ir materiāla daudzums klātesošs atomu, kas var izteikt parastās fiziskās vienībās vai vienībās atommasu (uma ou). Atoms gandrīz visā tā struktūrā ir tukšs; elektronus, kas ir izkliedēti reģionos, kurus sauc par orbitāļiem, kur pastāv noteikta varbūtība tos atrast, un to kodolu.

Atoma kodolā atrodas protoni un neitroni; bijušais ar pozitīvu lādiņu, bet otrais ar neitrālu lādiņu. Šo divu subatomisko daļiņu masa ir daudz lielāka nekā elektronu; tāpēc atoma masu regulē tā kodols, nevis vakuums un elektroni.

Galvenās subatomiskās daļiņas un kodola masa. Avots: Gabriel Bolívar.

Elektrona masa ir aptuveni 9,1 · ^10–31 kg, bet protona - 1,67 · ^10–27 kg, masas attiecība ir 1800; tas ir, protons “sver” 1800 reizes vairāk nekā elektrons. Līdzīgi tas pats notiek ar neitronu un elektronu masām. Tieši tāpēc elektronu masas ieguldījums parastajiem mērķiem tiek uzskatīts par nenozīmīgu.

Sakarā ar to parasti tiek pieņemts, ka atoma masa jeb atoma masa ir atkarīga tikai no kodola masas; kas savukārt sastāv no neitronu un protonu matērijas summas. No šīs argumentācijas izriet divi jēdzieni: masas numurs un atomu masa, kas ir cieši saistīti.

Tā kā atomos ir tik daudz "vakuuma" un tā kā to masa gandrīz pilnībā ir saistīta ar kodola funkciju, ir sagaidāms, ka atoms ir ārkārtīgi blīvs.

Ja mēs noņemtu minēto tukšumu no jebkura korpusa vai objekta, tā izmēri varētu krasi samazināties. Turklāt, ja mēs varētu uzbūvēt nelielu objektu, kura pamatā ir atomu kodoli (bez elektroniem), tad tā masa būtu miljoniem tonnu.

No otras puses, atomu masas palīdz atšķirt viena un tā paša elementa dažādus atomus; Tie ir izotopi. Tā kā izotopu ir vairāk nekā citiem, attiecīgajam elementam jānovērtē vidējā atomu masa; vidējais rādītājs, kas var atšķirties dažādās planētās vai dažādos kosmosa reģionos.

Definīcija un jēdziens

Pēc definīcijas atomu masa ir tās protonu un neitronu masu summa, kas izteikta ar uma vai u. Iegūtais skaitlis (ko dažreiz sauc arī par masas numuru) tiek novietots bez dimensijas nuklīdiem izmantotā apzīmējuma augšējā kreisajā stūrī. Piemēram, elementam ¹⁵ X tā atomu masa ir 15uma vai 15u.

Atomu masa nevar daudz pateikt par šī elementa X patieso identitāti. Tā vietā tiek izmantots atoma skaitlis, kas atbilst protoniem X kodolā. Ja šis skaitlis ir 7, tad starpība ( 15–7) būs vienāds ar 8; tas ir, X ir 7 protoni un 8 neitroni, kuru summa ir 15.

Atgriežoties pie attēla, kodolā ir 5 neitroni un 4 protoni, tāpēc tā masas skaitlis ir 9; un savukārt 9 amu ir tā atoma masa. Ņemot 4 protonus un apskatot periodisko tabulu, var redzēt, ka šis kodols atbilst elementa berilija Be (vai ⁹ Be) kodolam .

Atomu masas vienība

Atomi ir pārāk mazi, lai varētu izmērīt savas masas ar parastajām metodēm vai parastajiem svariem. Tieši šī iemesla dēļ tika izgudrots uma, uo Da (krāsu akls). Šīs atomiem paredzētās vienības ļauj jums iegūt priekšstatu par to, cik masīvi elementa atomi ir savstarpēji.

Bet ko īsti apzīmē uma? Lai izveidotu masu attiecības, ir jābūt atsaucei. Tam par atskaiti tika izmantots ¹² C atoms , kas ir visbagātākais un stabilākais oglekļa izotops. Tāpēc, kam ir 6 protoni (tā atomu skaits Z) un 6 neitroni, tā atomu masa ir 12.

Tiek pieņemts, ka protoniem un neitroniem ir vienādas masas, tā, ka katrs veido 1 amu. Pēc tam atomu masas vienību definē kā vienu divpadsmito daļu (1/12) no oglekļa-12 atoma masas; tā ir protona vai neitrona masa.

Ekvivalence gramos

Un tagad rodas šāds jautājums: cik gramu ir vienāds ar 1 amu? Tā kā sākumā nebija pietiekami modernu paņēmienu, lai to izmērītu, ķīmiķiem nācās samierināties ar visu masu izteikšanu ar amu; tomēr šī bija priekšrocība, nevis trūkums.

Kāpēc? Tā kā subatomiskās daļiņas ir tik mazas, to masai, kas izteikta gramos, jābūt tikpat mazai. Faktiski, 1 amu vienāds 1.6605 · 10 ^-24 g. Turklāt, izmantojot mola jēdzienu, nebija problēmu strādāt ar elementu un to izotopu masām ar amu, zinot, ka šādas vienības var pārveidot par g / mol.

Piemēram, atgriežoties pie ¹⁵ X un ⁹ Be, mums ir, ka to atomu masas ir attiecīgi 15 amu un 9 amu. Tā kā šīs vienības ir tik mazas un tieši nepasaka, cik lielai vielai “jānosver”, lai ar tām manipulētu, tās tiek pārveidotas attiecīgajās molās masās: 15 g / mol un 9 g / mol (ieviešot dzimumzīmju un Avogadro skaitļa jēdzienus).

Vidējā atomu masa

Ne visiem viena elementa atomiem ir vienāda masa. Tas nozīmē, ka kodolā tām jābūt vairāk subatomiskām daļiņām. Tā kā tas ir viens un tas pats elements, atomu skaitam vai protonu skaitam jābūt nemainīgam; tāpēc pastāv tikai to neitronu daudzuma atšķirības.

Tas izriet no izotopu definīcijas: viena un tā paša elementa atomi, bet ar dažādām atomu masām. Piemēram, berilijs gandrīz pilnībā sastāv no ⁹ Be izotopa , ar nelielu daudzumu ¹⁰ Be. Tomēr šis piemērs nav ļoti noderīgs, lai izprastu vidējās atoma masas jēdzienu; mums vajadzīgs viens ar vairākiem izotopiem.

Piemērs

Pieņemsim, ka elements ⁸⁸ J pastāv , tas ir galvenais J izotops ar 60% klātbūtni. J ir arī divi citi izotopi: ⁸⁶ J ar pārpilnību 20% un ⁹⁰ J ar pārpilnību arī 20%. Tas nozīmē, ka no 100 J atomus, mēs savākt uz Zemes, 60 no tiem ir ⁸⁸ J, un atlikušie 40 maisījumu ⁸⁶ J un ⁹⁰ J.

Katram no trim J izotopiem ir sava atomu masa; tas ir, to neitronu un protonu summa. Tomēr šīm masām jābūt vidējai, lai uz rokas būtu J atoma masa; šeit uz Zemes, jo var būt arī citi Visuma reģioni, kur ⁸⁶ J pārpilnība ir 56%, nevis 60%.

Lai aprēķinātu J vidējo atomu masu, jāiegūst tā izotopu masu vidējā svērtā masa; tas ir, ņemot vērā pārpilnības procentus katram no tiem. Tādējādi mums ir:

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

= 87,2 amu

Tas ir, J vidējā atomu masa (pazīstama arī kā atomu masa) ir 87,2 amu. Tikmēr tā molārā masa ir 87,2 g / mol. Ņemiet vērā, ka 87,2 ir tuvāk 88, nevis 86, un tas ir arī tālu no 90.

Absolūtā atoma masa

Absolūtā atoma masa ir atoma masa, kas izteikta gramos. Sākot no piemēra hipotētiskā elementu J, mēs varam aprēķināt savu absolūto atommasu (ka vidējais), zinot, ka katrs amu ir līdzvērtīga 1.6605 · 10 ^-24 grami:

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

= 1,447956 · 10 ^-22 g / J atoms

Tas nozīmē, ka vidēji J atomu absolūtā masa ir 1,447956 · 10 ^-22 g.

Relatīvā atomu masa

Relatīvā atomu masa skaitliski ir identiska vidējai atomu masai dotajā elementā; Tomēr atšķirībā no otrā pirmajam trūkst vienotības. Tāpēc tas ir bezizmēra. Piemēram, berilija vidējā atoma masa ir 9,012182 u; savukārt tā relatīvā atoma masa ir vienkārši 9.012182.

Tāpēc dažreiz šie jēdzieni bieži tiek nepareizi interpretēti kā sinonīmi, jo tie ir ļoti līdzīgi un atšķirības starp tiem ir nelielas. Bet ar ko šīs masas ir saistītas? Salīdzinot ar vienu divpadsmito daļu no ¹² C masas .

Tādējādi elements ar relatīvo atomu masu 77 nozīmē, ka tā masa ir 77 reizes lielāka par ^1/12 no ¹² C.

Tie, kas ir apskatījuši periodiskās tabulas elementus, redzēs, ka viņu masas ir salīdzinoši izteiktas. Viņiem nav amu vienību, un tos interpretē šādi: dzelzs atomu masa ir 55,846, kas nozīmē, ka tai ir 55,846 reizes lielāka masa nekā ¹² C daļas 1/12 daļai , un to var arī izteikt kā 55,846 amu vai 55,846 g / mol.

Kā aprēķināt atomu masu

Matemātiski tika sniegts piemērs, kā to aprēķināt ar elementa J piemēru. Vispārīgi runājot, mums jāpiemēro vidējā svērtā formula, kas būtu šāda:

P = Σ (izotopu atomu masa) (pārpalikums decimāldaļās)

Tas ir, ja ir katra izotipa (parasti dabiskā) atomu masas (neitroni + protoni) noteiktam elementam, kā arī to attiecīgie sauszemes daudzumi (vai neatkarīgi no attiecīgā reģiona), tad var aprēķināt minēto vidējo svērto lielumu.

Un kāpēc ne tikai vidējais aritmētiskais? Piemēram, J vidējā atoma masa ir 87,2 amu. Ja mēs atkal aprēķināsim šo masu, bet aritmētiski, mums būs:

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

= 88 amu

Ņemiet vērā, ka starp 88 un 87,2 ir būtiska atšķirība. Tas notiek tāpēc, ka vidējais aritmētiskais pieņem, ka visu izotopu pārpilnība ir vienāda; Tā kā ir trīs J izotopi, katram vajadzētu būt 100/3 (33,33%). Bet patiesībā tas tā nav: ir daudz daudz izotopu nekā citi.

Tāpēc tiek aprēķināts vidējais svērtais, jo tas ņem vērā, cik bagātīgs ir viens izotops attiecībā pret citu.

Piemēri

Ogleklis

Lai aprēķinātu oglekļa vidējo atomu masu, nepieciešami tā dabiskie izotopi ar to attiecīgajiem daudzumiem. Oglekļa gadījumā tie ir: ¹² C (98,89%) un ¹³ C (1,11%). Viņu relatīvās atomu masas ir attiecīgi 12 un 13, kas savukārt ir vienādas ar 12 amu un 13 amu. Risināšana:

Vidējā atoma masa (C) = (12 amu) (0,9889) + (13 amu) (0,0111)

= 12,0111 amu

Tāpēc oglekļa atoma masa ir vidēji 12,01 amu. Tā kā ir ¹⁴ C mikroelementi , tam gandrīz nav ietekmes uz šo vidējo.

Nātrijs

Visi sauszemes nātrija atomi sastāv no ²³ Na izotopiem , tātad to pārpilnība ir 100%. Tāpēc parastos aprēķinos var pieņemt, ka tā masa ir vienkārši 23 amu vai 23 g / mol. Tomēr tā precīzā masa ir 22,98976928 amu.

Skābeklis

Trīs skābekļa izotopi ar to attiecīgajām pārmērībām ir: ¹⁶ O (99,762%), ¹⁷ O (0,038%) un ¹⁸ O (0,2%). Mums ir viss, lai aprēķinātu tā vidējo atomu masu:

Vidējā atoma masa (O) = (16 amu) (0,99762) + (17 amu) (0,00038) + (18 amu) (0,002)

= 16.00438 amu

Lai gan tās paziņotā precīzā masa faktiski ir 15 9994 amu.

Slāpeklis

Atkārtojot tās pašas darbības ar skābekli, mums ir: ¹⁴ N (99,634%) un ¹⁵ N (0,366%). Tātad:

Vidējā atoma masa (N) = (14 amu) (0,99634) + (15 amu) (0,00366)

= 14.00366 amu

Ņemiet vērā, ka paziņotā slāpekļa masa ir 14,0067 amu, nedaudz augstāka par to, ko mēs aprēķinājām.

Hlors

Hlora izotopi ar to attiecīgajiem daudzumiem ir: ³⁵ Cl (75,77%) un ³⁷ Cl (24,23%). Aprēķinot tā vidējo atomu masu:

Vidējā atoma masa (Cl) = (35 amu) (0,7577) + (37 amu) (0,2423)

= 35,4846 amu

Ļoti līdzīgs ziņotajam (35 453 amu).

Disprosijs

Visbeidzot, tiks aprēķināta vidējā elementa masa ar daudziem dabiskajiem izotopiem: dysprosium. Šie un to attiecīgais pārmērīgums ir: ¹⁵⁶ Dy (0,06%), ¹⁵⁸ Dy (0,10%), ¹⁶⁰ Dy (2,34%), ¹⁶¹ Dy (18,91%), ¹⁶² Dy (25,51). %), ¹⁶³ Dy (24,90%) un ¹⁶⁴ Dy (28,18%).

Mēs aprēķinām šī metāla atomu masu tāpat kā iepriekšējos piemēros:

Vidējā atomu 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

Paziņotā masa ir 162 500 amu. Ņemiet vērā, ka šis vidējais rādītājs ir no 162 līdz 163, jo ¹⁵⁶ Dy, ¹⁵⁸ Dy un ¹⁶⁰ Dy izotopu ir maz. savukārt tie, kas pārsvarā ir ¹⁶² Dy, ¹⁶³ Dy un ¹⁶⁴ Dy.

Atsauces

1. Vaitens, Deiviss, Peks un Stenlijs. (2008). Ķīmija (8. izd.). CENGAGE mācīšanās.
2. Wikipedia. (2019. gads). Atomu masa. Atgūts no: en.wikipedia.org
3. Kristofers Masi. (sf). Atomu masa. Atgūts no: wsc.mass.edu
4. Natālija Volčovera. (2017. gada 12. septembris). Kā jūs sverat atomu? Dzīvā zinātne. Atgūts no: livescience.com
5. Ķīmija LibreTexts. (2019. gada 5. jūnijs). Atomu masu aprēķināšana. Atgūts no: chem.libretexts.orgs
6. Edvards Vičers un H. Štefens Peisers. (2017. gada 15. decembris). Atomsvars. Encyclopædia Britannica. Atgūts no: britannica.com