Atomaire massa definitie, typen, hoe het te berekenen, voorbeelden

De atoom massa Het is de hoeveelheid materie die aanwezig is in een atoom, dat kan worden uitgedrukt in gewone fysieke eenheden of in atomaire massa -eenheden (uma of u). Een atoom is leeg in bijna zijn hele structuur; elektronen die worden vervaagd in regio's die orbitaal worden genoemd, waar een zekere kans is om ze te vinden, en hun kern.

In de kern van het atoom zijn protonen en neutronen; De eerste met positieve ladingen, terwijl de seconden met neutrale belasting. Deze twee subatomaire deeltjes hebben een veel grotere massa dan die van het elektron; Daarom wordt de massa van een atoom bepaald door zijn kern en niet door de leegte of elektronen.

De belangrijkste subatomaire deeltjes en de massa van de kern. Bron: Gabriel Bolívar.

De massa van een elektron is ongeveer 9,1 · 10^-31 kg, terwijl het proton 1.67 · 10^-27 kg, de massaverhouding van 1.800; dat wil zeggen, een proton "weegt" 1.800 keer meer dan een elektron. Evenzo gebeurt hetzelfde met de massa neutron en elektron. Daarom wordt de massale bijdrage van het elektron voor gewone doeleinden beschouwd als verwaarloosbaar.

Daarom wordt meestal aangenomen dat de massa van het atoom of atoommassa alleen afhangt van de massa van de kern; die op zijn beurt bestaat uit de som van het onderwerp van neutronen en protonen. Uit deze redenering ontstaan ​​twee concepten: massanummer en atomaire massa, beide intiem gerelateerd.

Zoveel "leeg" in atomen hebben, en omdat de massa ervan bijna volledig de kern is, wordt verwacht dat de laatste buitengewoon dicht zal zijn.

Als we deze leegte naar een lichaam of object zouden nemen, zouden de afmetingen ervan drastisch zijn. Ook als we een klein object zouden kunnen bouwen op basis van atomaire kernen (zonder elektronen), dan zou dit een massa van miljoenen ton hebben.

Aan de andere kant helpen atomaire massa's verschillende atomen te onderscheiden van hetzelfde element; Dit zijn de isotopen. Met meer overvloedige isotopen dan andere, moet een gemiddelde van de atoommassa's voor een bepaald element worden geschat; gemiddeld dat kan variëren van planeet op planeet, of van de ene ruimtegebied tot het andere.

[TOC]

Definitie en concept

Per definitie is de atomaire massa de som van de massa van hun protonen en neutronen die tot expressie worden gebracht met Uma of u. Het resulterende nummer (ook wel massienummer genoemd) wordt in de linkerbovenhoek dimensieloos geplaatst in de notatie die wordt gebruikt voor nucleïden. Bijvoorbeeld voor het element ^vijftienX De atomaire massa is 15um of 15u.

Atomische massa kan niet veel zeggen over de ware identiteit van dit element x. In plaats daarvan wordt het atoomnummer gebruikt, wat overeenkomt met de protonen die de kern van x herbergt. Als dit nummer 7 is, is het verschil (15-7) gelijk aan 8; dat wil zeggen, x heeft 7 protonen en 8 neutronen, waarvan de som 15 is.

Terugkerend naar het beeld, heeft de kern 5 neutronen en 4 protonen, dus het massa -nummer is 9; En op zijn beurt 9 uma is de massa van zijn atoom. Met 4 protonen en het raadplegen van het periodiek systeem, is te zien dat deze kern overeenkomt met het beryllium -element, be (of ⁹ZIJN).

Atomaire massa -eenheid

Atomen zijn te klein om hun massa te meten via conventionele methoden of gewone schalen. Het is om deze reden dat de uma, of o da (daltón) is uitgevonden. Met deze eenheden voor atomen kunt u een idee hebben van hoe massief de atomen van een element zijn in relatie tot elkaar.

Kan u van dienst zijn: kobalt: structuur, eigenschappen, toepassingen

Maar wat vertegenwoordigt een UMA precies? Er moet een referentie zijn waarmee u massale relaties kunt opzetten. Om dit te doen, werd het atoom gebruikt als referentie ¹²C, dat de meest voorkomende en stabiele isotoop voor koolstof is. Met 6 protonen (hun atoomnummer z) en 6 neutronen, de atomaire massa is daarom 12.

Er wordt aangenomen dat protonen en neutronen dezelfde massa hebben, zodat elke bijdrage 1 uma. De eenheid van atomaire massa wordt vervolgens gedefinieerd als het twaalf deel (1/12) van de massa een koolstof-12-atoom; Dit is de massa van een proton of neutron.

Gelijkwaardigheid in gram

En nu rijst de volgende vraag: hoeveel gram is gelijk aan 1 uma? Omdat er in eerste instantie geen technieken genoeg waren om het te meten, moesten de chemicaliën genoegen nemen met het uiten van alle massa's met UMA; Dit was echter een voordeel en geen nadeel.

Omdat? Omdat het de kleine subatomaire deeltjes zijn, net als een kind, moet het hun massa zijn uitgedrukt in gram. In feite is 1 UMA gelijk aan 1.6605 · 10^-24 gram. Bovendien was het met het gebruik van het concept van mol geen probleem om de massa van de elementen en hun isotopen te werken, waarbij uma weet dat dergelijke eenheden kunnen worden aangepast aan g/mol.

Bijvoorbeeld terugkeren naar ^vijftienX en ⁹We zijn, we hebben dat hun atoommassa respectievelijk 15 uma en 9 uma zijn. Aangezien deze eenheden zo klein zijn en niet zeggen hoeveel materie men moet "wegen" om ze te manipuleren, transformeren ze in hun respectieve molaire massa's: 15 g/mol en 9 g/mol (introduceer de concepten van mollen en avogadro -nummer).

Gemiddelde atoommassa

Niet alle atomen van hetzelfde element hebben dezelfde massa. Dit betekent dat ze meer subatomaire deeltjes in de kern moeten hebben. Als hetzelfde element moet het atoomnummer of het aantal protonen constant blijven; Daarom is er alleen variatie in de hoeveelheden neutronen die bezitten.

Het lijkt dus uit de definitie van isotopen: atomen van hetzelfde element maar met verschillende atoommassa's. Beryllium bestaat bijvoorbeeld bijna volledig uit de isotoop ⁹Be, met sporen van sporen ¹⁰Zijn. Dit voorbeeld helpt echter niet veel om het concept van gemiddelde atoommassa te begrijpen; We hebben er een nodig met meer isotopen.

Voorbeeld

Stel dat het element bestaat ⁸⁸J, dit is de belangrijkste isotoop van J met een overvloed van 60%. J heeft bovendien twee andere isotopen: ⁸⁶J, met een overvloed van 20%, en ⁹⁰J, met een overvloed ook 20%. Dit betekent dat van 100 J atomen die we op aarde verzamelen, 60 van hen zijn ⁸⁸J, en de resterende 40 een mengsel van ⁸⁶J en ⁹⁰J.

Elk van de drie isotopen van J heeft zijn eigen atoommassa; dat wil zeggen, zijn som van neutronen en protonen. Deze massa's moeten echter gemiddeld worden om een ​​atoommassa te hebben voor J; hier op aarde, omdat er andere regio's van het universum kunnen zijn waar de overvloed aan ⁸⁶J is 56% en niet 60%.

Kan u van dienst zijn: natrium: geschiedenis, structuur, eigenschappen, risico's en gebruik

Om de gemiddelde atoommassa van J te berekenen, moet het gewogen gemiddelde van de massa's van hun isotopen worden verkregen; dat wil zeggen, rekening houdend met het percentage van de overvloed voor elk van hen. We hebben dus:

Gemiddelde massa (j) = (86 uma) (0,60) + (88 uma) (0,20) + (90 uma) (0,20)

= 87.2 uma

Dat wil zeggen, de gemiddelde atoommassa (ook bekend als J is 87,2 uma. Ondertussen is de molaire massa 87,2 g/mol. Merk op dat 87.2 dichterbij is dan 88 dan 86, en ook ver van 90 verre is.

Absolute atoommassa

Absolute atoommassa is de atomaire massa uitgedrukt in gram. Beginnend met het voorbeeld van het hypothetische element, kunnen we de absolute atoommassa (het gemiddelde) berekenen, wetende dat elke UMA gelijk is aan 1.6605 · 10^-24 gram:

Absolute atoommassa (j) = 87,2 uma * (1.6605 · 10^-24 g/ uma)

= 1.447956 · 10^-22 G/Atom J

Dit betekent dat J -atomen gemiddeld een absolute massa van 1.447956 · 10 hebben^-22 G.

Relatieve atoommassa

De relatieve atoommassa is identiek aan de gemiddelde atoommassa voor een bepaald element; In tegenstelling tot de tweede mist de eerste echter eenheid. Daarom is het dimensieloos. De gemiddelde atoommassa van beryllium is bijvoorbeeld 9.012182 U; Terwijl de relatieve atoommassa ervan gewoon 9.012182 is.

Dat is de reden waarom deze concepten soms meestal verkeerd begrijpen als synoniemen, omdat ze erg op elkaar lijken en de verschillen tussen hen subtiel zijn. Maar wat zijn deze massa's familielid? Ten opzichte van het twaalf deel van de massa van de ¹²C.

Aldus betekent een element met een relatieve atoommassa van 77 dat het een massa 77 keer groter is dan 1/12 deel van de ¹²C.

Degenen die de elementen in het periodiek systeem hebben verdiend, kunnen zien dat hun massa relatief wordt uitgedrukt. Ze hebben geen UMA -eenheden en het wordt geïnterpreteerd als: IJzer heeft een atomaire massa van 55.846, wat betekent dat het 55.846 keer massiever is dan de massa van 1/12 deel van de ¹²C, en dat kan ook worden uitgedrukt als 55.846 UMA of 55.846 g/mol.

Hoe u de atoommassa berekent

Wiskundig een voorbeeld van hoe het te berekenen met het voorbeeld van het element j. In het algemeen moet de gewogen gemiddelde formule worden toegepast, wat zou zijn:

P = σ (isotoopatomaire massa) (overvloed in decimalen)

Met andere woorden, met de atomaire massa's (neutronen + protonen) van elke isotoop (gewoon natuurlijk) voor een bepaald element, evenals hun respectieve terrestrische hoeveelheden (of wat de regio ook beschouwt), dan kan het gewogen gemiddelde worden berekend.

En waarom niet gewoon het rekenkundige gemiddelde? De gemiddelde atoommassa van J is bijvoorbeeld 87,2 uma. Als we deze massa opnieuw berekenen, maar op een rekenkundige manier zullen we hebben:

Gemiddelde massa (j) = (88 uma + 86 uma + 90 uma)/3

= 88 uma

Merk op dat er een belangrijk verschil is tussen 88 en 87.2. Dit komt omdat in het rekenkundige gemiddelde wordt aangenomen dat de overvloed van alle isotopen hetzelfde is; Wanneer er drie J -isotopen zijn, moet elk een overvloed van 100/3 hebben (33,33%). Maar het is niet echt: er zijn veel meer overvloedige isotopen dan een andere.

Het kan u van dienst zijn: urethaan: structuur, eigenschappen, verkrijgen, gebruik

Daarom wordt het gewogen gemiddelde berekend, omdat het in overweging wordt genomen hoe overvloedig een isotoop is met betrekking tot een andere.

Voorbeelden

Koolstof

Om de gemiddelde koolstofablasmassa te berekenen, hebben we zijn natuurlijke isotopen nodig met hun respectieve overvloed. In het geval van koolstof zijn dit: ¹²C (98,89%) en ¹³C (1,11%). De relatieve atoommassa's van hen zijn respectievelijk 12 en 13, die op hun beurt gelijk zijn aan 12 uma en 13 uma. Oplossen:

Gemiddelde atoommassa (c) = (12 uma) (0.9889) + (13 uma) (0.0111)

= 12.0111 uma

Daarom is de massa van een koolstofatoom gemiddeld 12,01 uma. Bedragen hebben van sporen van ¹⁴C, het heeft bijna geen invloed op dit gemiddelde.

Natrium

Alle terrestrische natriumatomen bestaan ​​uit de isotoop ²³NA, dus de overvloed zijn 100%. Daarom kan in gewone berekeningen worden aangenomen dat de massa ervan gewoon 23 uma of 23 g/mol is. De exacte massa is echter 22.98976928 Uma.

Zuurstof

De drie zuurstofisotopen met hun respectieve overvloed zijn: ¹⁶O (99.762%), ¹⁷Of (0,038%) en ¹⁸O (0,2%). We hebben alles om de gemiddelde atoommassa te berekenen:

Gemiddelde atoommassa (O) = (16 uma) (0.99762) + (17 uma) (0,00038) + (18 uma) (0.002)

= 16.00438 Uma

Hoewel de exacte gerapporteerde massa eigenlijk 15.9994 UMA is.

Stikstof

Dezelfde stappen herhalen met zuurstof die we hebben: ¹⁴N (99.634%) en ^vijftienN (0,366%). Dus:

Gemiddelde atoommassa (n) = (14 uma) (0.99634) + (15 uma) (0.00366)

= 14.00366 uma

Merk op dat de massa die voor stikstof wordt gerapporteerd 14.0067 UMA is, iets groter dan wat we berekenen.

Chloor

De isotopen van chloor met hun respectieve overvloed zijn: ³⁵CL (75,77%) en ³⁷CL (24,23%). Het berekenen van de gemiddelde atoommassa die we hebben:

Gemiddelde atoommassa (CL) = (35 uma) (0.7577) + (37 uma) (0.2423)

= 35,4846 uma

Erg vergelijkbaar met het rapport (35.453 uma).

Disposio

En ten slotte zal de gemiddelde massa van een element met veel natuurlijke isotopen worden berekend: disposio. Deze en met hun respectieve overvloed zijn: ¹⁵⁶DY (0,06%), ¹⁵⁸DY (0,10%), ¹⁶⁰DY (2,34%), ¹⁶¹DY (18,91%), ¹⁶²DY (25,51%), ¹⁶³Dy (24,90%) en ¹⁶⁴DY (28,18%).

We gaan door zoals de vorige voorbeelden om de atoommassa van dit metaal te berekenen:

Gemiddelde atoommassa (dy) = (156 uma) (0,0006%) + (158 uma) (0,0010) + (160 uma) (0,0234) + (161 uma) (0.1891) + (162 uma) (0,2551) + (163 (163 (163 (163 (163 (163 (163 (163 (163 (163 (163 Uma) (0.2490) + (164 uma) (0.2818)

= 162,5691 uma

De gerapporteerde massa is 162.500 uma. Merk op dat dit gemiddelde tussen 162 en 163 ligt, omdat de isotopen ¹⁵⁶Dy, ¹⁵⁸Dy en ¹⁶⁰Dy zijn weinig overvloedig; terwijl degenen die overheersen zijn ¹⁶²Dy, ¹⁶³Dy en ¹⁶⁴Dy.

Referenties

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Scheikunde. (8e ed.)). Cengage leren.
2. Wikipedia. (2019). Atoom massa. Opgehaald uit: in.Wikipedia.borg
3. Christopher Masi. (S.F.)). Atoom massa. Hersteld van: WSC.Massa.Edu
4. Natalie Wolchover. (12 september 2017). Hoe wegen je een atoom? Live Science. Hersteld van: livescience.com
5. Chemistry Libhethexts. (5 juni 2019). Het berekenen van atomaire massa's. Hersteld van: chem.Librhetxts.orks
6. Edward Wichers en H. Steffen Peiser. (15 december 2017). Atoomgewicht. Encyclopædia Britannica. Hersteld van: Britannica.com