Atomisk massdefinition, typer, hur man beräknar den, exempel

De atomisk massa Det är mängden materia som finns i en atom, som kan uttryckas i vanliga fysiska enheter eller i atommassaenheter (UMA eller U). En atom är tom i nästan hela sin struktur; elektroner som är suddiga i regioner som kallas orbital, där det finns en viss sannolikhet för att hitta dem och deras kärna.

I atomens kärna finns protoner och neutroner; Den första med positiva avgifter, medan sekunderna med neutral belastning. Dessa två subatomära partiklar har en mycket större massa än elektronen; Därför styrs massan av en atom av dess kärna och inte av tomrummet eller elektronerna.

De viktigaste subatomära partiklarna och kärnan i kärnan. Källa: Gabriel Bolívar.

Massan hos en elektron är ungefär 9,1 · 10^-31 kg, medan protonen 1,67 · 10^-27 kg, som är massförhållandet 1.800; det vill säga en proton "väger" 1.800 gånger mer än en elektron. På samma sätt händer samma sak med massorna av neutron och elektron. Det är därför elektronens massbidrag för vanliga ändamål anses vara försumbar.

På grund av detta antas det vanligtvis att atommassan, eller atommassa endast beror på kärnan i kärnan; som i sin tur består av summan av ämnet neutroner och protoner. Från detta resonemang dyker upp två koncept: massantal och atommassa, båda intimt relaterade.

Med så mycket "tomt" i atomer, och eftersom dess massa nästan helt är kärnan, förväntas det att den senare kommer att vara utomordentligt tät tät.

Om vi ​​tog detta tomrum till någon kropp eller föremål, skulle dess dimensioner vara drastiskt. Om vi ​​kunde bygga ett litet föremål baserat på atomkärnor (utan elektroner), skulle detta ha en massa miljoner ton.

Å andra sidan hjälper atommassorna att skilja olika atomer från samma element; Dessa är isotoperna. Med mer rikliga isotoper än andra måste i genomsnitt atommassorna för ett visst element uppskattas; genomsnitt som kan variera från planeten på planeten, eller från en rymdregion till en annan.

[TOC]

Definition och koncept

Per definition är atommassan summan av massorna av deras protoner och neutroner uttryckta med UMA eller U. Det resulterande numret (även kallad massnummer) placeras dimensionlöst i det övre vänstra hörnet i notationen som används för nukleider. Till exempel för elementet ^femtonX dess atommassa är 15um eller 15U.

Atommassa kan inte säga så mycket om den verkliga identiteten för detta element x. Istället används atomantalet, vilket motsvarar protonerna som innehåller kärnan i x. Om detta nummer är 7 kommer skillnaden (15-7) att vara lika med 8; Det vill säga X har 7 protoner och 8 neutroner, vars summa är 15.

Återvända till bilden har kärnan 5 neutroner och 4 protoner, så dess massantal är 9; Och i tur och ordning 9 uma är massan på dess atom. Med 4 protoner och konsulterar det periodiska tabellen kan man se att denna kärna motsvarar berylliumelementet, vara (eller ⁹VARA).

Atommassenhet

Atomer är för små för att mäta sina massor genom konventionella metoder eller vanliga skalor. Det är av denna anledning som Uma eller O Da (Daltón) uppfanns. Dessa enheter utformade för atomer gör att du kan ha en uppfattning om hur massiva atomerna i ett element är i förhållande till varandra.

Kan tjäna dig: kobolt: struktur, egenskaper, applikationer

Men vad exakt representerar en UMA? Det måste finnas en referens som gör att du kan etablera masrelationer. För att göra detta användes atomen som referens ¹²C, som är den vanligaste och stabila isotopen för kol. Med 6 protoner (deras atomnummer Z) och 6 neutroner, dess atommassa är därför 12.

Det antas att protoner och neutroner har samma massor, så att varje bidrag 1 Uma. Enheten för atommassa definieras sedan som den tolv delen (1/12) av massan en kol-12-atom; Detta är massan av en proton eller neutron.

Ekvivalens i gram

Och nu uppstår följande fråga: hur många gram som motsvarar 1 UMA? Eftersom det till en början inte fanns några tekniker som var tillräckligt avancerade för att mäta det, var kemikalierna tvungna att nöja sig med att uttrycka alla massor med UMA; Detta var dock en fördel och inte en nackdel.

Därför att? Eftersom de är de små subatomära partiklarna, precis som barn, måste det vara deras massa uttryckt i gram. Faktum är att 1 UMA motsvarar 1 6605 · 10^-24 gram. Dessutom, med användning av begreppet mol, var det inte ett problem att arbeta massorna på elementen och deras isotoper med UMA med att veta att sådana enheter kunde modifieras till g/mol.

Till exempel återvänder till ^femtonX och ⁹Vara, vi har att deras atommassor är 15 UMA respektive 9 UMA. Eftersom dessa enheter är så små och inte säger hur mycket materia man måste "väga" för att manipulera dem, förvandlas de till sina respektive molmassor: 15 g/mol och 9 g/mol (introduktion av begreppen mullvad och avogadronummer).

Genomsnittlig atommassa

Inte alla atomer av samma element har samma massa. Detta innebär att de måste ha fler subatomära partiklar i kärnan. Att vara samma element måste atomantalet eller antalet protoner förbli konstant; Därför finns det bara variation i mängder neutroner som besitter.

Således visas det av definitionen av isotoper: atomer av samma element men med olika atommassor. Till exempel består Beryllium nästan helt av isotopen ⁹Vara spår av spår ¹⁰Vara. Detta exempel hjälper emellertid inte mycket att förstå begreppet genomsnittlig atommassa; Vi behöver en med fler isotoper.

Exempel

Anta att elementet finns ⁸⁸J, detta är den viktigaste isotopen för J med ett överflöd på 60%. J har dessutom två andra isotoper: ⁸⁶J, med ett överflöd på 20%, och ⁹⁰J, med ett överflöd också 20%. Detta innebär att från 100 J -atomer som vi samlar på jorden är 60 av dem ⁸⁸J, och de återstående 40 en blandning av ⁸⁶J och ⁹⁰J.

Var och en av de tre isotoperna i J har sin egen atommassa; det vill säga dess summa av neutroner och protoner. Dessa massor måste emellertid vara i genomsnitt för att kunna ha en atommassa för J; här på jorden, eftersom det kan finnas andra regioner i universum där överflödet av ⁸⁶J är 56% och inte 60%.

Kan tjäna dig: natrium: historia, struktur, egenskaper, risker och användningar

För att beräkna den genomsnittliga atommassan för J måste det vägda genomsnittet av massorna för deras isotoper erhållas; det vill säga med hänsyn till andelen överflöd för var och en av dem. Således har vi:

Genomsnittlig massa (J) = (86 UMA) (0,60) + (88 UMA) (0,20) + (90 UMA) (0,20)

= 87.2 UMA

Det vill säga den genomsnittliga atommassan (även känd som J är 87,2 UMA. Under tiden är dess molmassa 87,2 g/mol. Observera att 87.2 är närmare än 88 än 86 och är också avlägsen från 90.

Absolut atommassa

Absolut atommassa är atommassan som uttrycks i gram. Från exemplet med det hypotetiska elementet kan vi beräkna dess absoluta atommassa (genomsnittet) med tanke på att varje UMA motsvarar 1 6605 · 10^-24 gram:

Absolut atommassa (J) = 87,2 UMA * (1 6605 · 10^-24 g/ uma)

= 1.447956 · 10^-22 g/atom j

Detta innebär att J -atomer i genomsnitt har en absolut massa av 1.447956 · 10^-22 g.

Relativ atommassa

Den relativa atommassan är identisk med den genomsnittliga atommassan för ett givet element; Till skillnad från den andra saknar emellertid den första enheten. Därför är den dimensionlös. Till exempel är den genomsnittliga atommassan av beryllium 9 012182 U; Medan dess relativa atommassa är helt enkelt 9 012182.

Det är därför dessa begrepp ibland missförstår som synonymer, eftersom de är mycket lika och skillnaderna mellan dem är subtila. Men vad är dessa massor släktingar? Relativt den tolv delen av massan av ¹²C.

Således betyder ett element med en relativ atommassa på 77 att den har en massa 77 gånger större än 1/12 del av ¹²C.

De som har tjänat elementen i det periodiska tabellen kan se att deras massor uttrycks relativt. De har inte UMA -enheter, och det tolkas som: järn har en atommassa på 55 846, vilket innebär att den är 55 846 gånger mer massiv än massan av 1/12 del av ¹²C, och det kan också uttryckas som 55 846 UMA eller 55 846 g/mol.

Hur man beräknar atommassa

Matematiskt ett exempel på hur man beräknar det med exemplet på elementet J. I allmänna termer måste den vägda genomsnittliga formeln tillämpas, vilket skulle vara:

P = σ (isotopatommassa) (överflöd i decimaler)

Med andra ord, med atommassorna (neutroner + protoner) av varje isotop (vanligt naturligt) för ett visst element, såväl som deras respektive markbundna överflöd (eller vad regionen som beaktas), då kan det vägda genomsnittet beräknas.

Och varför inte bara det aritmetiska genomsnittet? Till exempel är den genomsnittliga atommassan för J 87,2 UMA. Om vi ​​beräknar denna massa igen men på ett aritmetiskt sätt kommer vi att ha:

Genomsnittlig massa (J) = (88 UMA + 86 UMA + 90 UMA)/3

= 88 Uma

Observera att det finns en viktig skillnad mellan 88 och 87.2. Detta beror på att det i det aritmetiska genomsnittet antas att överflödet av alla isotoper är detsamma; När det finns tre J -isotoper måste var och en ha ett överflöd på 100/3 (33,33%). Men det är inte riktigt: det finns mycket rikare isotoper än en annan.

Det kan tjäna dig: uretan: struktur, egenskaper, erhålla, användningar

Det är därför det vägda genomsnittet beräknas, eftersom det beaktas hur rikligt är en isotop med avseende på en annan.

Exempel

Kol

För att beräkna den genomsnittliga atommassan av kol behöver vi dess naturliga isotoper med deras respektive överflöd. När det gäller kol är dessa: ¹²C (98,89%) och ¹³C (1,11%). De relativa atommassorna av dem är 12 respektive 13, vilket i sin tur är lika med 12 UMA och 13 UMA. Lösning:

Genomsnittlig atommassa (C) = (12 UMA) (0,9889) + (13 UMA) (0,0111)

= 12,0111 Uma

Därför är massan av en kolatom i genomsnitt 12,01 Uma. Med mängder spår av ¹⁴C, det har nästan inget inflytande på detta genomsnitt.

Natrium

Alla markbundna natriumatomer består av isotopen ²³Na, så dess överflöd är 100%. Det är därför man i vanliga beräkningar kan antas att dess massa helt enkelt är 23 UMA eller 23 g/mol. Emellertid är dess exakta massa 22.98976928 Uma.

Syre

De tre syreisotoperna med sina respektive överflöd är: ¹⁶O (99 762%), ¹⁷Eller (0,038%) och ¹⁸O (0,2%). Vi har allt för att beräkna dess genomsnittliga atommassa:

Genomsnittlig atommassa (O) = (16 UMA) (0,99762) + (17 UMA) (0,00038) + (18 UMA) (0,002)

= 16.00438 UMA

Även om dess exakta massa rapporterade är faktiskt 15 9994 UMA.

Kväve

Upprepa samma steg med syre som vi har: ¹⁴N (99 634%) och ^femtonN (0,366%). Så:

Genomsnittlig atommassa (N) = (14 UMA) (0,99634) + (15 UMA) (0,00366)

= 14.00366 Uma

Observera att massan som rapporteras för kväve är 14 0067 UMA, lite större än vad vi beräknar.

Klor

Klorens isotoper med sina respektive överflöd är: ³⁵CL (75,77%) och ³⁷CL (24,23%). Beräkna dess genomsnittliga atommassa har vi:

Genomsnittlig atommassa (CL) = (35 UMA) (0,7577) + (37 UMA) (0,2423)

= 35 4846 Uma

Mycket lik rapporten (35 453 UMA).

Disposio

Och slutligen kommer den genomsnittliga massan för ett element med många naturliga isotoper att beräknas: disposio. Dessa och med deras respektive överflöd är: ¹⁵⁶Dy (0,06%), ¹⁵⁸Dy (0,10%), ¹⁶⁰Dy (2,34%), ¹⁶¹Dy (18,91%), ¹⁶²Dy (25,51%), ¹⁶³Dy (24,90%) och ¹⁶⁴Dy (28,18%).

Vi fortsätter som de tidigare exemplen för att beräkna atommassan för denna metall:

Genomsnittlig atommassa (dy) = (156 UMA) (0,0006%) + (158 UMA) (0,0010) + (160 UMA) (0,0234) + (161 UMA) (0,1891) + (162 UMA) (0,2551) + (163) UMA) (0.2490) + (164 UMA) (0.2818)

= 162,5691 Uma

Den rapporterade massan är 162 500 UMA. Observera att detta genomsnitt är mellan 162 och 163, sedan isotoperna ¹⁵⁶Dy, ¹⁵⁸Dy och ¹⁶⁰Dy är få rikliga; medan de som dominerar är det ¹⁶²Dy, ¹⁶³Dy och ¹⁶⁴Dy.

Referenser

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemi. (8: e upplagan.). Cengage Learning.
2. Wikipedia. (2019). Atomisk massa. Hämtad från: i.Wikipedia.org
3. Christopher Masi. (s.F.). Atomisk massa. Återhämtat sig från: WSC.Massa.Edu
4. Natalie Wolchover. (12 september 2017). Hur väger du en atom? Levande vetenskap. Återhämtat sig från: Livescience.com
5. Kemi librettexts. (5 juni 2019). Beräkning av atommassorna. Återhämtad från: kem.Librettexts.ork
6. Edward Wichers och H. Steffen Peiser. (15 december 2017). Atomvikt. Encyclopædia Britannica. Återhämtat sig från: Britannica.com