ATOMMASSA: DEFINITION, TYPER, HUR MAN BERÄKNAR DEN, EXEMPEL - KEMI

Den atommassa är mängden material närvarande i en atom, som kan uttryckas i vanliga fysiska enheter eller i enheter av atommassa (uma ou). En atom är tom i nästan hela sin struktur; elektroner som sprids i regioner som kallas orbitaler, där det finns en viss sannolikhet att hitta dem, och deras kärna.

I atomkärnan finns protonerna och neutronerna; förstnämnda med positiva avgifter, medan den senare med neutral laddning Dessa två subatomära partiklar har en massa som är mycket större än elektronens; därför styrs en massas atom av dess kärna och inte av vakuumet eller av elektroner.

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

Elektronens massa är ungefär ^9,1-10-31 kg, medan protonens ^1,67-10-27 kg, varvid massförhållandet är 1800; det vill säga en proton "väger" 1 800 gånger mer än en elektron. På samma sätt händer samma sak med neutron- och elektronmassorna. Det är därför massans bidrag från elektronen för vanliga ändamål anses försumbar.

På grund av detta antas det vanligtvis att atomens massa, eller atommassan, endast beror på massan i kärnan; som i sin tur består av summan av frågan om neutroner och protoner. Två begrepp framgår av detta resonemang: massantal och atommassa, båda nära besläktade.

Med så mycket "tomrum" i atomer, och eftersom deras massa nästan helt och hållet är en funktion av kärnan, kan man förvänta sig att den senare är extra tät.

Om vi tar bort nämnda tomrum från något organ eller föremål, skulle dess dimensioner drastiskt dras in. Om vi kunde bygga ett litet objekt baserat på atomkärnor (utan elektroner), skulle det ha en massa på miljoner ton.

Å andra sidan hjälper atommassorna till att skilja olika atomer av samma element; Dessa är isotoperna. Eftersom det finns fler isotoper än andra, måste ett genomsnitt av massorna av atomerna beräknas för ett visst element; genomsnitt som kan variera från planet till planet, eller från en rymdregion till en annan.

Definition och koncept

Per definition är atommassan summan av massorna av dess protoner och neutroner uttryckta med uma eller u. Det resulterande antalet (även ibland kallad ett massantal) placeras dimensionellt i det övre vänstra hörnet i notationen som används för nuklider. Till exempel för element ¹⁵ X är dess atommassa 15uma eller 15u.

Atommassan kan inte berätta mycket om den verkliga identiteten hos detta element X. Istället används atomnumret, vilket motsvarar protonerna i kärnan i X. Om detta nummer är 7, är skillnaden ( 15-7) kommer att vara lika med 8; det vill säga X har 7 protoner och 8 neutroner, varav summan är 15.

När vi återvänder till bilden har kärnan 5 neutroner och 4 protoner, så dess massantal är 9; och i sin tur är 9 amu massan i dess atom. Genom att ha fyra protoner och konsultera det periodiska systemet kan man se att denna kärna motsvarar elementet beryllium, Be (eller ⁹ Be).

Atommassagenhet

Atomer är för små för att kunna mäta sina massor med konventionella metoder eller vanliga balanser. Det är av denna anledning som uma, uo Da (färgblind) uppfanns. Dessa enheter som är utformade för atomer gör att du kan få en uppfattning om hur massiva elementets atomer är i förhållande till varandra.

Men vad exakt representerar en uma? Det måste finnas en hänvisning för att upprätta massförhållanden. För detta användes ¹² C- atomen som en referens , som är den vanligaste och stabila isotopen för kol. Har 6 protoner (dess atomnummer Z) och 6 neutroner är dess atommassa 12.

Antagandet görs att protoner och neutroner har samma massor, så att var och en bidrar med 1 amu. Atommassenheten definieras sedan som en tolfedel (1/12) av massan hos en kol-12-atom; detta är massan för en proton eller neutron.

Ekvivalens i gram

Och nu uppstår följande fråga: hur många gram är 1 amu lika? Eftersom det till en början inte fanns tillräckligt avancerade tekniker för att mäta det, var kemisterna tvungna att nöja sig med att uttrycka alla massor med amu; emellertid var detta en fördel och inte en nackdel.

Varför? Eftersom subatomära partiklar är så små måste deras massa, uttryckt i gram, vara lika liten. Faktum är att 1 amu är lika med 1.6605 · ^10-24 gram. Vidare, med användningen av begreppet mullvad, var det inte ett problem att bearbeta massorna av elementen och deras isotoper med amu med vetskap om att sådana enheter kunde modifieras till g / mol.

Till exempel när vi går tillbaka till ¹⁵ X och ⁹ Be har vi att deras atommassor är 15 amu respektive 9 amu. Eftersom dessa enheter är så små och inte direkt berättar hur mycket materia man måste "väga" för att manipulera dem, omvandlas de till sina respektive molmassor: 15 g / mol och 9 g / mol (introducerar begreppen mol och Avogadros antal).

Genomsnittlig atommassa

Inte alla atomer av samma element har samma massa. Detta innebär att de måste ha mer subatomära partiklar i kärnan. Eftersom samma element måste atomantalet eller antalet protoner förbli konstant; därför finns det bara variation i mängden neutroner som de besitter.

Så här framgår av definitionen av isotoper: atomer av samma element men med olika atommassor. Till exempel består beryllium nästan helt av isotopen ⁹ Be, med spårmängder ¹⁰ Be. Detta exempel är emellertid inte särskilt användbart för att förstå begreppet genomsnittlig atommassa; vi behöver en med fler isotoper.

Exempel

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

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

För att beräkna den genomsnittliga atommassan för J måste det viktade genomsnittet av massorna på dess isotoper erhållas; det vill säga att ta hänsyn till mängden av överflöd för var och en av dem. Således har vi:

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

= 87,2 amu

Det vill säga den genomsnittliga atommassan (även känd som atomvikten) för J är 87,2 amu. Samtidigt är dess molmassa 87,2 g / mol. Observera att 87.2 är närmare 88 än 86 och att det också är långt från 90.

Absolut atommassa

Den absoluta atommassan är atommassan uttryckt i gram. Med utgångspunkt från exemplet med det hypotetiska elementet J, kan vi beräkna dess absoluta atommassa (den i genomsnittet) med vetskap om att varje amu motsvarar 1.6605 · ^10-24 gram:

Absolut atommassa (J) = 87,2 amu * (1.6605 · ^10-24 g / amu)

= 1,447956 · ^10-22 g / J-atom

Detta betyder att J-atomerna i genomsnitt har en absolut massa av 1,447956 · 10 ^-22 g.

Relativ atommassa

Den relativa atommassan är numeriskt identisk med den genomsnittliga atommassan för ett givet element; Till skillnad från den andra saknar emellertid den första enhet. Därför är det dimensionlöst. Till exempel är den genomsnittliga atommassan för beryllium 9,012182 u; medan dess relativa atommassa helt enkelt är 9,012182.

Det är därför dessa begrepp ibland ofta missförstås som synonymer, eftersom de är mycket lika och skillnaderna mellan dem är subtila. Men vad är dessa massor i förhållande till? I förhållande till en tolftedel av massan på ¹² C.

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

De som har tittat på elementen i det periodiska systemet kommer att se att deras massor är relativt uttryckta. De har inte amu-enheter, och det tolkas som: järn har en atommassa på 55 846, vilket innebär att det är 55 846 gånger mer massa än massan på 1/12 del av ¹² C, och att det också kan uttryckas som 55 846 amu eller 55,846 g / mol.

Hur man beräknar atommassa

Matematiskt gavs ett exempel på hur man beräknar det med exemplet av element J. I allmänna termer måste vi tillämpa den vägda genomsnittliga formeln, som skulle vara:

P = Σ (isotopatommassa) (överflöd i decimaler)

Det vill säga att med atommassorna (neutroner + protoner) för varje isotop (normalt naturligt) för ett givet element, såväl som deras respektive markbundna mängder (eller vad som helst regionen som beaktas), kan nämnda viktade medelvärde beräknas.

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

Medelmassa (J) = (88 amu + 86 amu + 90 amu) / 3

= 88 amu

Observera att det finns en viktig skillnad mellan 88 och 87.2. Detta beror på att det aritmetiska genomsnittet antar att överflödet av alla isotoper är detsamma; Eftersom det finns tre isotoper av J bör båda ha ett överflöd på 100/3 (33,33%). Men detta är inte fallet i verkligheten: det finns mycket fler isotoper än andra.

Därför beräknas det vägda genomsnittet, eftersom det tar hänsyn till hur rik en isotop är med avseende på en annan.

exempel

Kol

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

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

= 12,0111 amu

Därför är massan hos en kolatom i genomsnitt 12,01 amu. Eftersom det finns spårmängder på ¹⁴ C har det nästan inget inflytande på detta genomsnitt.

Natrium

Alla markbundna natriumatomer består av ²³ Na- isotop , så dess överflöd är 100%. Det är därför som vanliga beräkningar kan antas att massan helt enkelt är 23 amu eller 23 g / mol. Den exakta massan är emellertid 22.98976928 amu.

Syre

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

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

= 16,00438 amu

Även om den rapporterade exakta massan faktiskt är 15.9994 amu.

Kväve

Att upprepa samma steg med syre har vi: ¹⁴ N (99,634%) och ¹⁵ N (0,366%). Så:

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

= 14,00366 amu

Observera att den rapporterade massan för kväve är 14.0067 amu, något högre än vad vi beräknade.

Klor

Klorisotoperna med deras respektive mängder är: ³⁵ Cl (75,77%) och ³⁷ Cl (24,23%). Beräknar dess genomsnittliga atommassa har vi:

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

= 35,4846 amu

Mycket lik den rapporterade (35 453 amu).

dysprosium

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

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

Genomsnittlig atommassa (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 rapporterade massan är 162 500 amu. Observera att detta genomsnitt ligger mellan 162 och 163, eftersom ¹⁵⁶ Dy, ¹⁵⁸ Dy och ¹⁶⁰ Dy isotoper är få i överflöd; medan de som dominerar är ¹⁶² Dy, ¹⁶³ Dy och ¹⁶⁴ Dy.

referenser

Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemi (8: e upplagan). CENGAGE Learning.
Wikipedia. (2019). Atomisk massa. Återställd från: en.wikipedia.org
Christopher Masi. (Sf). Atomic Mass. Återställd från: wsc.mass.edu
Natalie Wolchover. (12 september 2017). Hur väger du ett atom? Levande vetenskap. Återställs från: livescience.com
Kemi LibreTexts. (05 juni 2019). Beräkning av atommassor. Återställd från: chem.libretexts.orgs
Edward Wichers och H. Steffen Peiser. (15 december 2017). Atomvikt. Encyclopædia Britannica. Återställd från: britannica.com

ATOMMASSA: DEFINITION, TYPER, HUR MAN BERÄKNAR DEN, EXEMPEL - KEMI - 2026