АТОМСКА МАСА: ДЕФИНИЦИЈА, ВРСТЕ, КАКО СЕ ИЗРАЧУНАТИ, ПРИМЕРИ - ХЕМИЈА - 2025

Атомска маса је количина материјалне садашњости у атому, које се могу изразити у редовним физичким јединицама или јединицама атомске масе (ума оу). Атом је празан у готово целој својој структури; електрони који су дифузнирани у регионима званим орбитала, где постоји извесна вероватноћа да ће их наћи и њихово језгро.

У језгру атома су протони и неутрони; први с позитивним набојима, док је други с неутралним набојем. Ове две субатомске честице имају масу много већу од масе електрона; према томе, масом атома управља његово језгро, а не вакуум нити електрони.

Главне субатомске честице и маса језгра. Извор: Габриел Боливар.

Маса електрона је приближно 9,1 · 10 ^-31 кг, док је протона 1,67 · 10 ^-27 кг, масени однос је 1800; то јест, протон "тежи" 1800 пута више од електрона. Слично се догађа и са масама неутрона и електрона. Зато се масовни допринос електрона у обичне сврхе сматра занемарљивим.

Због тога се обично претпоставља да маса атома, или атомска маса, зависи само од масе језгра; који се пак састоји од зброја материје неутрона и протона. Из овог резоновања произлазе два концепта: број масе и атомска маса, оба уско повезана.

Са толико „празних“ атома, а пошто је њихова маса скоро у потпуности функција језгра, за очекивати је да је последње изузетно густо.

Ако уклонимо празнину из било којег тијела или објекта, димензије би се драстично смањиле. Такође, ако бисмо могли да направимо мали објект заснован на атомским језграма (без електрона), тада би он имао масу од милион тона.

Са друге стране, атомске масе помажу разликовати различите атоме истог елемента; Ово су изотопи. Како постоје обилнији изотопи од других, за одређени елемент мора се проценити просечна маса атома; просек који може варирати од планете до планете или од једне свемирске регије до друге.

Дефиниција и концепт

По дефиницији, атомска маса је збир маса његових протона и неутрона изражених ума или у. Резултирајући број (који се понекад назива и масни број) се поставља без димензија у горњи леви угао у нотацији која се користи за нуклиде. На пример, за елемент ¹⁵ Кс његова атомска маса је 15ума или 15у.

Атомска маса не може рећи много о правом идентитету овог елемента Кс. Уместо тога, користи се атомски број који одговара протонима у језгру Кс. Ако је овај број 7, тада је разлика ( 15-7) биће једнако 8; то јест, Кс има 7 протона и 8 неутрона, чија сума је 15.

Враћајући се слици, језгро има 5 неутрона и 4 протона, тако да је његов масни број 9; а заузврат је 9 аму маса његовог атома. Имајући 4 протона и саветујући периодичну табелу, може се видети да ово језгро одговара ономе елемента берилијума, Бе (или ⁹ Бе).

Јединица атомске масе

Атоми су премали да би могли мјерити своју масу конвенционалним методама или обичним бићима. Управо из тог разлога је измишљена ума, уо Да (слепа боја). Ове јединице дизајниране за атоме омогућавају вам да имате представу о томе колико су атоми елемената у односу један на други.

Али шта тачно представља ума? За успостављање масовних односа мора постојати референца. За то је као референца коришћен ¹² Ц атом , који је најобилнији и најстабилнији изотоп угљеника. Имајући 6 протона (атомски број З) и 6 неутрона, његова атомска маса је 12.

Претпоставка је да протони и неутрони имају исте масе, тако да сваки доприноси по 1 аму. Јединица атомске масе се тада дефинише као једна дванаеста (1/12) масе атома угљеник-12; ово је маса протона или неутрона.

Еквиваленција у грамима

А сада се поставља следеће питање: колико грама једнак 1 аму? Како у почетку нису постојале довољно напредне технике за њихово мерење, хемичари су се морали нагодити да изразе све масе аму; међутим, ово је била предност, а не недостатак.

Зашто? Будући да су субатомске честице толико мале, њихова маса, изражена у грамима, мора бити једнако мала. У ствари, 1 аму је једнак 1.6605 · 10 ^-24 грама. Штавише, уз употребу концепта кртица, није било проблема радити масе елемената и њихових изотопа са знањем да се такве јединице могу модификовати у г / мол.

На пример, враћајући се на ¹⁵ Кс и ⁹ Бе, имамо да њихова атомска маса износи 15 аму и 9 аму. Пошто су ове јединице толико мале и директно не говоре колико материје мора „тежити“ да би се њима манипулирало, трансформишу се у њихове моларне масе: 15 г / мол и 9 г / мол (уводећи концепте молова и Авогадровог броја).

Просечна атомска маса

Нису сви атоми у истом елементу исте масе. То значи да морају имати више субатомских честица у језгру. Будући да је исти елемент, атомски број или број протона мора остати константан; према томе, постоји само варијација у количини неутрона коју поседују.

Овако то изгледа из дефиниције изотопа: атома истог елемента, али са различитим атомским масама. На пример, берилијум се готово у потпуности састоји од изотопа ⁹ Бе, са траговима од ¹⁰ Бе. Међутим, овај пример није од велике помоћи у разумевању концепта просечне атомске масе; треба нам један са више изотопа.

Пример

Претпоставимо да елемент ⁸⁸ Ј постоји , а то је главни изотоп Ј са обиљем од 60%. Ј такође има два друга изотопа: ⁸⁶ Ј, са обиљем од 20%, и ⁹⁰ Ј, са такође обиљем од 20%. То значи да од 100 Ј атома које сакупљамо на Земљи, 60 њих је ⁸⁸ Ј, а преосталих 40 смеша ⁸⁶ Ј и ⁹⁰ Ј.

Сваки од три изотопа Ј има своју атомску масу; то јест, њихов збир неутрона и протона. Међутим, ове масе морају бити просечне да би се у рукама имала атомска маса за Ј; овде на Земљи, као што могу постојати и други региони Универзума где је обим ⁸⁶ Ј 56%, а не 60%.

Да би се израчунала просечна атомска маса Ј, мора се добити пондерисани просек маса његових изотопа; то јест, узимајући у обзир проценат обиља за свако од њих. Тако имамо:

Просечна маса (Ј) = (86 аму) (0,60) + (88 аму) (0,20) + (90 аму) (0,20)

= 87,2 аму

Односно, просечна атомска маса (позната и као атомска тежина) од Ј је 87,2 аму. У међувремену, његова моларна маса је 87.2 г / мол. Имајте на уму да је 87.2 ближи 88 него 86, а такође удаљен од 90.

Апсолутна атомска маса

Апсолутна атомска маса је атомска маса изражена у грамима. Полазећи од примера хипотетичког елемента Ј, можемо израчунати његову апсолутну атомску масу (масу просека) знајући да је сваки аму еквивалентан 1.6605 · 10 ^-24 грама:

Апсолутна атомска маса (Ј) = 87,2 аму * (1.6605 · 10 ^-24 г / аму)

= 1.447956 · 10 ^-22 г / Ј атома

То значи да у просеку Ј-атоми имају апсолутну масу од 1.447956 · 10 ^-22 г.

Релативна атомска маса

Релативна атомска маса нумерички је идентична просечној атомској маси за дати елемент; Међутим, за разлику од другог, првом недостаје јединство. Стога је бездимензијски. На пример, просечна атомска маса берилијума је 9.012182 у; док је његова релативна атомска маса једноставно 9.012182.

Зато се ови концепти понекад погрешно тумаче као синоними, пошто су веома слични и разлике међу њима су суптилне. Али шта су ове масе у односу? У односу на једну дванаестину масе од ¹² Ц.

Дакле, елемент с релативном атомском масом од 77 значи да има масу 77 пута већу од ^1/12 од ¹² Ц.

Они који су погледали елементе у периодичној табели видеће да су њихове масе релативно изражене. Они немају јединице аму, а то се тумачи као: гвожђе има атомску масу 55,846, што значи да је 55,846 пута већа од масе 1/12 дела ¹² Ц, и да се такође може изразити као 55,846 аму или 55.846 г / мол.

Како израчунати атомску масу

Математички је дат пример како га израчунати на примеру елемента Ј. Уопште речено, морамо применити пондерисану просечну формулу, која би била:

П = Σ (изотопска атомска маса) (обиље децимала)

То јест, имајући атомске масе (неутрони + протони) сваког изотопа (нормално природних) за одређени елемент, као и њихова земаљска обиље (или шта год се регион узима у обзир), тада се наведени израчунати просек може израчунати.

А зашто не само аритметички просек? На пример, просечна атомска маса Ј је 87,2 аму. Ако поново израчунамо ову масу, али аритметички, имаћемо:

Просечна маса (Ј) = (88 аму + 86 аму + 90 аму) / 3

= 88 аму

Имајте на уму да постоји важна разлика између 88 и 87.2. То је зато што аритметички просек претпоставља да је обиље свих изотопа исто; Пошто постоје три изотопа Ј, сваки треба да садржи обиље 100/3 (33,33%). Али у стварности то није случај: постоје много обилнији изотопи од других.

Зато се израчунава пондерисани просек, јер се узима у обзир колико је један изотоп обилан у односу на други.

Примери

Царбон

Да би израчунали просечну атомску масу угљеника потребни су нам његови природни изотопи са њиховим обиљем. У случају угљеника, то су: ¹² Ц (98,89%) и ¹³ Ц (1,11%). Њихове релативне атомске масе су 12, односно 13, што је заузврат једнако 12 аму и 13 аму. Решавање:

Просечна атомска маса (Ц) = (12 аму) (0.9889) + (13 аму) (0.0111)

= 12.0111 аму

Према томе, маса атома угљеника је у просеку 12,01 аму. Како постоје трагови од ¹⁴ Ц, то скоро нема утицаја на овај просек.

Натријум

Сви земаљски атоми натријума састоје се од ²³ На- изотопа , тако да је његова бројност 100%. Зато се у обичним прорачунима може претпоставити да је његова маса једноставно 23 аму или 23 г / мол. Међутим, његова тачна маса је 22,98976928 аму.

Кисеоник

Три изотопа кисеоника са припадајућим обиљем су: ¹⁶ О (99.762%), ¹⁷ О (0.038%) и ¹⁸ О (0.2%). Имамо све да израчунамо његову просечну атомску масу:

Просечна атомска маса (О) = (16 аму) (0,99762) + (17 аму) (0,00038) + (18 аму) (0,002)

= 16.00438 аму

Иако је тачно објављена његова маса, заправо 15,9994 аму.

Азот

Понављајући исте кораке са кисеоником имамо: ¹⁴ Н (99.634%) и ¹⁵ Н (0.366%). Тако:

Просечна атомска маса (Н) = (14 аму) (0.99634) + (15 аму) (0.00366)

= 14,00366 аму

Имајте на уму да је пријављена маса за азот 14.0067 аму, што је мало више од онога што смо израчунали.

Хлор

Изотопи хлора са одговарајућим обиљем су: ³⁵ Цл (75,77%) и ³⁷ Цл (24,23%). Израчунавајући његову просечну атомску масу:

Просечна атомска маса (Цл) = (35 аму) (0.7577) + (37 аму) (0.2423)

= 35.4846 аму

Веома сличан оном пријављеном (35,453 аму).

Дизпрозијум

И на крају ће се израчунати просечна маса елемента са много природних изотопа: диспрозијум. Ове и њихова одговарајућа обиља су: ¹⁵⁶ Ди (0,06%), ¹⁵⁸ Ди (0,10%), ¹⁶⁰ Ди (2,34%), ¹⁶¹ Ди (18,91%), ¹⁶² Ди (25,51 %), ¹⁶³ Ди (24,90%) и ¹⁶⁴ Ди (28,18%).

Поступамо као у претходним примерима за израчунавање атомске масе овог метала:

Просечна атомска маса (Ди) = (156 аму) (0.0006%) + (158 аму) (0.0010) + (160 аму) (0.0234) + (161 аму) (0.1891) + (162 аму) (0.2551) + (163 аму) (0.2490) + (164 аму) (0.2818)

= 162.5691 аму

Пријављена маса је 162.500 аму. Имајте на уму да је овај просек између 162 и 163, будући да су изотопи ¹⁵⁶ Ди, ¹⁵⁸ Ди и ¹⁶⁰ Ди мало обилни; док они који преовлађују су ¹⁶² Ди, ¹⁶³ Ди и ¹⁶⁴ Ди.

Референце

1. Вхиттен, Давис, Пецк и Станлеи. (2008). Хемија (8. изд.). ЦЕНГАГЕ Учење.
2. Википедиа. (2019). Атомска маса. Опоравак од: ен.википедиа.орг
3. Цхристопхер Маси. (сф) Атомска маса. Обнова од: всц.масс.еду
4. Наталие Волцховер. (12. септембра 2017.). Како вагати атом? Ливе Сциенце. Опоравило од: лифециенце.цом
5. Цхемистри ЛибреТектс. (05. јуна 2019.). Израчунавање атомске масе. Опоравак од: цхем.либретектс.оргс
6. Едвард Вицхерс и Х. Стеффен Пеисер. (15. децембра 2017.) Атомска маса. Енцицлопӕдиа Британница. Опоравак од: британница.цом