Atomien massan määritelmä, tyypit, kuinka laskea, esimerkkejä

Se atomimassa Se on atomin läsnä olevan aineen määrä, joka voidaan ilmaista tavallisissa fyysisissä yksiköissä tai atomimassayksiköissä (UMA tai U). Atomi on tyhjä melkein koko rakenteessa; Elektronit, jotka ovat hämärtyviä alueilla, joita kutsutaan kiertoradalle, jos niiden löytäminen on tietty todennäköisyys, ja niiden ydin.

Atomin ytimessä ovat protoneja ja neutroneja; Ensimmäinen positiivisilla varauksilla, kun taas sekunnit neutraalilla kuormalla. Näillä kahdella subatomisella hiukkasella on paljon suurempi massa kuin elektronilla; Siksi atomin massaa säätelee sen ydin eikä tyhjä tai elektronit.

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

Elektronin massa on noin 9,1 · 10^-31 kg, kun taas protoni 1,67 · 10^-27 kg, joka on 1: n massasuhde.800; eli protoni "painaa" 1.800 kertaa enemmän kuin elektroni. Samoin sama asia tapahtuu neutronin ja elektronin massojen kanssa. Siksi elektronin massaosuutta tavallisiin tarkoituksiin pidetään merkityksettömänä.

Tämän vuoksi yleensä oletetaan, että atomin massa tai atomimassa riippuu vain ytimen massasta; joka puolestaan ​​koostuu neutronien ja protonien summasta. Tästä päättelystä ilmenee kaksi käsitettä: massamäärä ja atomimassa, molemmat läheisesti sukulaiset.

Koska atomeissa on niin paljon "tyhjää", ja koska sen massa on melkein kokonaan ydin, odotetaan, että jälkimmäinen on poikkeuksellisen tiheä.

Jos ottaisimme tämän tyhjyyden mihin tahansa vartaloon tai esineeseen, sen mitat olisivat dramaattisesti. Lisäksi, jos voisimme rakentaa pienen esineen, joka perustuu atomi -ytimiin (ilman elektroneja), niin siinä olisi miljoonia tonnia massa.

Toisaalta atomimassat auttavat erottamaan eri atomit samasta elementistä; Nämä ovat isotooppeja. Koska toisilla on runsaampia isotooppeja, on arvioitava tietyn elementin atomimassat; Keskimäärin, joka voi vaihdella planeetan planeetalla tai avaruusalueella toiseen.

[TOC]

Määritelmä ja käsite

Määritelmän mukaan atomimassa on heidän protoniensa ja neutronien massat, jotka ilmaistaan ​​UMA: lla tai u: lla. Tuloksena oleva luku (jota kutsutaan myös massanumeroksi) sijoitetaan mittattomana vasempaan yläkulmaan nukleideihin käytettyyn merkintäihin. Esimerkiksi elementille ^viisitoistaX sen atomimassa on 15um tai 15U.

Atomien massa ei voi sanoa paljon tämän elementin X todellisesta identiteetistä. Sen sijaan käytetään atomilukua, mikä vastaa protoneita, joissa on X: n ydin. Jos tämä luku on 7, ero (15-7) on yhtä suuri kuin 8; Eli x: llä on 7 protonia ja 8 neutronia, joiden summa on 15.

Palattuaan kuvaan, ytimessä on 5 neutronia ja 4 protonia, joten sen massamäärä on 9; Ja puolestaan ​​9 Uma on sen atomin massa. Koska 4 protonia on ja kuulemalla jaksollista taulukkoa, voidaan nähdä, että tämä ydin vastaa beryllium -elementtiä, ole (tai ⁹OLLA).

Atomi -massayksikkö

Atomit ovat liian pieniä mittaamaan massoja tavanomaisilla menetelmillä tai tavallisilla asteikoilla. Tästä syystä keksittiin Uma tai O da (daltón). Nämä atomien suunnittelemat yksiköt antavat sinulle kuvan siitä, kuinka massiiviset elementin atomit ovat suhteessa toisiinsa.

Voi palvella sinua: koboltti: rakenne, ominaisuudet, sovellukset

Mutta mitä UMA: n tarkalleen tarjoaa? On oltava viite, jonka avulla voit luoda massasuhteita. Tätä varten atomia käytettiin referenssinä ¹²C, joka on hiilen runsain ja vakain isotooppi. Koska sen atomimassa on 6 protonia (niiden atomiluku z) ja 6 neutronia, joten se on 12.

Oletetaan, että protoneilla ja neutroneilla on samat massot, niin että jokaisella panoksella 1 UMA. Atomismassan yksikkö määritellään sitten massa A-12-atomin 12 osaksi (1/12); Tämä on protonin tai neutronin massa.

Ekvivalenssi grammissa

Ja nyt herättää seuraava kysymys: kuinka monta grammaa vastaa yhtä UMA: ta? Kuten aluksi ei ollut riittävän edistyneitä tekniikoita sen mittaamiseksi, kemikaalien oli tyydytettävä kaikki UMA: n massat; Tämä oli kuitenkin etu eikä haitta.

Koska? Koska pienet subatomiset hiukkaset, aivan kuten lapsi, sen on oltava heidän massaan ilmaistuna grammina. Itse asiassa 1 UMA vastaa 1 6605 · 10^-24 grammat. Lisäksi MOL: n käsitteen käytön myötä ei ollut ongelma elementtien ja niiden isotooppien massojen kanssa, kun UMA: ta tietäen, että tällaisia ​​yksiköitä voidaan muuttaa g/moliksi.

Esimerkiksi palaaminen ^viisitoistaX ja ⁹Ole, meillä on, että heidän atomimassansa ovat vastaavasti 15 UMA: ta ja 9 UMA: ta. Koska nämä yksiköt ovat niin pieniä eivätkä sano, kuinka paljon asiaa on "punnittava" manipuloidakseen niitä, ne muuttuvat vastaaviksi molaarimassansa: 15 g/mol ja 9 g/mol (tuottavat moolien ja Avogadro -lukumäärän käsitteet).

Keskimääräinen massa

Kaikilla saman elementin atomeilla ei ole samaa massaa. Tämä tarkoittaa, että heillä on oltava enemmän subatomisia hiukkasia ytimessä. Samana elementin ollessa atomiluku tai protonien lukumäärä on pysyttävä vakiona; Siksi hallussaan olevien neutronien määrillä on vain vaihtelua.

Siten se ilmestyy isotooppien määritelmästä: saman elementin atomit, mutta erilaisilla atomimassoilla. Esimerkiksi beryllium koostuu melkein kokonaan isotoopista ⁹Olla, jäljellä olevia jälkiä ¹⁰Olla. Tämä esimerkki ei kuitenkaan auta ymmärtämään keskimääräisen atomimassan käsitettä; Tarvitsemme yhden, jolla on enemmän isotooppeja.

Esimerkki

Oletetaan, että elementti on olemassa ⁸⁸J, tämä on J: n tärkein isotooppi, jonka runsaus on 60%. J lisäksi on kaksi muuta isotooppia: ⁸⁶J, runsaasti 20%ja ⁹⁰J, runsaasti myös 20%. Tämä tarkoittaa, että 100 J: n atomista, jotka keräämme maan päällä, 60 heistä on ⁸⁸J, ja loput 40 sekoitusta ⁸⁶J ja ⁹⁰J -.

Jokaisella J: n kolmesta isotoopista on oma atomimassa; toisin sanoen sen neutronien ja protonien summa. Nämä massot on kuitenkin keskiarvoa, jotta atomi -massa on j -atomien massa; täällä maan päällä, koska maailmankaikkeuden alueita voi olla muita alueita, joissa runsaasti ⁸⁶J on 56% eikä 60%.

Voi palvella sinua: Natrium: Historia, rakenne, ominaisuudet, riskit ja käyttötarkoitukset

J: n keskimääräisen atomimassan laskemiseksi on saatettava niiden isotooppiensa massojen painotettu keskiarvo; toisin sanoen kunkin heistä on otettu huomioon runsauden prosenttiosuus. Siten meillä on:

Keskimääräinen massa (j) = (86 UMA) (0,60) + (88 UMA) (0,20) + (90 UMA) (0,20)

= 87,2 UMA

Eli keskimääräinen atomimassa (tunnetaan myös nimellä J on 87,2 UMA: ta. Samaan aikaan sen molaarimassa on 87,2 g/mol. Huomaa, että 87,2 on lähempänä kuin 88 kuin 86 ja on myös kaukana 90: stä.

Absoluuttinen atomimassa

Absoluuttinen atomimassa on grammana ekspressoitu atomimassa. Alkaen hypoteettisen elementin esimerkistä voimme laskea sen absoluuttisen atomimassan (keskiarvo) tietäen, että jokainen UMA vastaa 1 6605 · 10^-24 Grammat:

Absoluuttinen atomimassa (J) = 87,2 Uma * (1 6605 · 10^-24 g/ uma)

= 1,447956 · 10^-22 g/atom j

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

Suhteellinen atomimassa

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

Siksi joskus nämä käsitteet yleensä ymmärtävät väärin synonyymejä, koska ne ovat hyvin samankaltaisia ​​ja niiden väliset erot ovat hienovaraisia. Mutta mitkä ovat nämä massat suhteelliset? Suhteessa kahdentoista osan massasta ¹²C.

Siten elementti, jonka suhteellinen atomimassa on 77, tarkoittaa, että sen massa on 77 kertaa enemmän kuin 1/12 osaa ¹²C.

Ne, jotka ovat ansainneet elementit jaksollisessa taulukossa, saattavat nähdä, että heidän massansa ilmaistaan ​​suhteellisen. Heillä ei ole UMA -yksiköitä, ja sitä tulkitaan: rauta on atomimassa 55 846, mikä tarkoittaa, että se on 55 846 kertaa massiivisempi kuin massa 1/12 osaa ¹²C, ja se voidaan ilmaista myös 55 846 UMA: na tai 55 846 g/mol.

Kuinka laskea atomimassa

Matemaattisesti esimerkki siitä, kuinka se lasketaan elementin J esimerkillä. Yleisesti ottaen on käytettävä painotettua keskimääräistä kaavaa, mikä olisi:

P = σ (isotooppimassa) (runsaus desimaalissa)

Toisin sanoen kunkin isotooppien (tavallinen luonnollinen) atomimassat (neutronit + protonit) tietylle elementille sekä niiden vastaaville maanpäällisille runsauksille (tai mikä tahansa tarkasteltava alue), sitten sanotaan, että painotettu keskiarvo voidaan laskea.

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

Keskimääräinen massa (j) = (88 UMA + 86 UMA + 90 UMA)/3

= 88 UMA

Huomaa, että 88 - 87,2 välillä on tärkeä ero. Tämä johtuu siitä, että aritmeettisessa keskiarvossa oletetaan, että kaikkien isotooppien runsaus on sama; Kun J -isotooppeja on kolme, jokaisen on oltava runsaasti 100/3 (33,33%). Mutta se ei ole oikeastaan: isotooppeja on paljon enemmän kuin toinen.

Se voi palvella sinua: uretaani: rakenne, ominaisuudet, hankkiminen, käyttö

Siksi painotettu keskiarvo lasketaan, koska otetaan huomioon, kuinka runsas on isotooppi suhteessa toiseen.

Esimerkit

Hiili

Hiilimassan keskimääräisen atomimassan laskemiseksi tarvitsemme sen luonnollisia isotooppeja niiden vastaavilla määrillä. Hiilen tapauksessa nämä ovat: ¹²C (98,89%) ja ¹³C (1,11%). Niiden suhteelliset atomimassat ovat vastaavasti 12 ja 13, jotka puolestaan ​​ovat yhtä suuret kuin 12 UMA: ta ja 13 UMA: ta. Ratkaisu:

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

= 12 0111 UMA

Siksi hiiliatomin massa on keskimäärin 12,01 UMA. Joilla on määräjä ¹⁴C, sillä ei ole melkein mitään vaikutusta tähän keskiarvoon.

Natrium

Kaikki maanpäälliset natriumiatomit koostuvat isotoopista ²³NA, joten sen runsaus on 100%. Siksi tavallisissa laskelmissa voidaan olettaa, että sen massa on yksinkertaisesti 23 uma tai 23 g/mol. Sen tarkka massa on kuitenkin 22.98976928 UMA.

Happi

Kolme happea isotooppia, joilla on vastaava runsaus, ovat: ¹⁶O (99 762%), ¹⁷Tai (0,038%) ja ¹⁸O (0,2%). Meillä on kaikki sen keskimääräinen atomimassan laskeminen:

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

= 16.00438 UMA

Vaikka sen tarkka massa on oikeastaan ​​15 9994 UMA.

Typpi

Toistavat samat vaiheet hapen kanssa, joka meillä on: ¹⁴N (99 634%) ja ^viisitoistaN (0,366%). Niin:

Keskimääräinen atomimassa (n) = (14 UMA) (0,99634) + (15 UMA) (0,00366)

= 14.00366 UMA

Huomaa, että typelle ilmoitettu massa on 14 0067 UMA, hiukan suurempi kuin mitä laskemme.

Kloori

Kloorin isotoopit niiden määrän kanssa ovat: ³⁵CL (75,77%) ja ³⁷CL (24,23%). Keskimääräisen atomimassan laskeminen meillä on:

Keskimääräinen atomimassa (CL) = (35 UMA) (0,7577) + (37 UMA) (0,2423)

= 35 4846 UMA

Hyvin samanlainen kuin raportti (35 453 UMA).

Häviö

Ja lopuksi, lasketaan monien luonnollisten isotooppien keskimääräinen massa: Disposio. Nämä ja heidän määränsä ovat: ¹⁵⁶Dy (0,06%), ¹⁵⁸Dy (0,10%), ¹⁶⁰DY (2,34%), ¹⁶¹DY (18,91%), ¹⁶²DY (25,51%), ¹⁶³Dy (24,90%) ja ¹⁶⁴DY (28,18%).

Jatkamme kuin aiemmat esimerkit tämän metallin atomimassan laskemiseksi:

Keskimääräinen atomimassa (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

Ilmoitettu massa on 162 500 UMA: ta. Huomaa, että tämä keskiarvo on välillä 162 - 163, koska isotoopit ¹⁵⁶Dy, ¹⁵⁸Dy ja ¹⁶⁰Dy on vähän runsaasti; kun taas vallitsevat ovat ¹⁶²Dy, ¹⁶³Dy ja ¹⁶⁴Dy.

Viitteet

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemia. (8. ed.-A. Cengage -oppiminen.
2. Wikipedia. (2019). Atomimassa. Haettu: vuonna.Wikipedia.org
3. Christopher Masi. (S.F.-A. Atomimassa. Toipunut: WSC.Massa.Edu
4. Natalie Wolchover. (12. syyskuuta 2017). Kuinka painot atomia? Live -tiede. Toipunut: LivesCience.com
5. Kemian librettexts. (5. kesäkuuta 2019). Atomimassaan laskeminen. Palautettu: Chem.Librettexts.orkit
6. Edward Wichers ja H. Steffen Peiser. (15. joulukuuta 2017). Atomipaino. Encyclopædia britannica. Toipunut: Britannica.com