ATOMTÖMEG: MEGHATÁROZÁS, TÍPUSOK, KISZÁMÍTÁSÁNAK MÓDJAI, PÉLDÁK - KÉMIA - 2025

Az atomtömeg az atomban lévő anyag mennyisége, amely kifejezhető szokásos fizikai egységekben vagy atomtömeg egységekben (uma ou). Az atom szinte teljes szerkezetében üres; az elektronok, amelyek diffúziója az orbitálisoknak nevezett régiókban, ahol bizonyos valószínűséggel megtalálható, és atommagjuk.

Az atommagban a protonok és a neutronok vannak; az előbbi pozitív töltéssel, míg az utóbbi semleges töltéssel rendelkezik. Ennek a két szubatomi részecskének a tömege sokkal nagyobb, mint az elektroné; ezért az atom tömegét a magja szabályozza, nem pedig a vákuum és az elektronok.

A fő szubatomi részecskék és a mag tömege. Forrás: Gabriel Bolívar.

Az elektron tömege megközelítőleg 9,1 · ^10–31 kg, míg a protoné 1,67 · ^10–27 kg, tömegaránya 1800; azaz egy proton 1800-szor nagyobb ", mint egy elektron". Hasonlóképpen ugyanez történik a neutron és az elektron tömegével. Ez az oka annak, hogy az elektron tömeg-hozzájárulása rendes célokra elhanyagolható.

Emiatt általában feltételezik, hogy az atom tömege vagy atomtömege csak a mag tömegétől függ; amely viszont a neutronok és protonok anyagának összegéből áll. Két fogalom merül fel ebből az érvelésből: tömegszám és atomtömeg, mindkettő szorosan összefügg.

Mivel az atomokban annyi "üresség" van, és mivel tömegük szinte teljes egészében a mag függvénye, várható, hogy ez az atom rendkívül sűrű.

Ha eltávolítanánk az üreget bármely testből vagy tárgyból, akkor annak méretei drasztikusan összehúzódnának. Továbbá, ha egy atommagokon alapuló (elektronok nélküli) kis tárgyat fel tudnánk építeni, akkor millió tonna tömege lenne.

Másrészt az atommasszák segítenek megkülönböztetni ugyanazon elem különböző atomjait; Ezek az izotópok. Mivel több izotóp létezik, mint másoknál, meg kell becsülni az atomok tömegének átlagát egy adott elemre; átlag, amely változhat bolygónként és bolygónként, vagy űrrégiónként.

Meghatározás és fogalom

Meghatározása szerint az atomtömeg a protonok és a neutronok tömegeinek uma vagy u-val kifejezett összege. A kapott számot (amelyet néha tömegszámnak is neveznek) a nuklidokhoz használt jelölés bal méretű bal felső sarkában méret nélkül helyezjük el. Például a ¹⁵ X elemnél az atomtömege 15uma vagy 15u.

Az atomtömeg nem tud sokat mondani az X elem valódi identitásáról. Ehelyett az atomszámot használják, amely megfelel az X atommagjában levő protonoknak. Ha ez a szám 7, akkor a különbség (15-7) értéke 8; vagyis X X-ben 7 proton és 8 neutron található, amelyek összege 15.

Visszatérve a képre, a magban 5 neutron és 4 proton van, tehát tömegszáma 9; és viszont 9 amu az atom tömege. A 4 protonnal és a periódusos táblázat felkutatásával látható, hogy ez a mag megfelel a berillium, Be (vagy ⁹ Be) elem atommagjának.

Atomi tömeg egység

Az atomok túl kicsik ahhoz, hogy a tömegüket hagyományos módszerekkel vagy rendes mérlegekkel meg lehessen mérni. Ez az oka annak, hogy az uma, uo Da-t (színes vak) fedezték fel. Ezek az atomokhoz kifejlesztett egységek lehetővé teszik, hogy elképzelést kapjon arról, hogy az elem atomjai mennyire masszívak egymáshoz viszonyítva.

De mit jelent egy uma? Hivatkozni kell a tömeges kapcsolatok létesítésére. Ehhez referenciaként a ¹² C atomot használták, amely a legszélesebb és legstabilabb szén izotóp. Ha tehát 6 protonnal (Z atomszámmal) és 6 neutronnal rendelkezik, atomtömege tehát 12.

Feltételezzük, hogy a protonok és a neutronok tömege azonos, tehát mindegyik hozzájárul 1 amu-hoz. Az atomtömeg-egységet ezután a szén-12 atom tömegének tizenketted részében (1/12) kell meghatározni; ez egy proton vagy neutron tömege.

Egyenérték grammban

És most a következő kérdés merül fel: hány gramm egyenlő 1 amu-val? Mivel kezdetben nem voltak kellően fejlett technikák a méréshez, a vegyészeknek el kellett magukkal foglalniuk az összes tömeg amuval történő kifejezését; ez azonban előnye és nem hátránya.

Miért? Mivel a szubatomi részecskék annyira kicsik, tömegük, grammban kifejezve, ugyanolyan kicsinek kell lennie. Tény, 1 amu egyenlő 1,6605 · 10 ^-24 gramm. Ezenkívül a mol fogalmának alkalmazásával nem volt probléma az elemek tömegének és izotópjainak amu segítségével történő megmunkálása, tudva, hogy az ilyen egységek g / mol értékre módosíthatók.

Például, ha visszatérünk a ¹⁵ X és ⁹ Be értékhez, akkor azt tapasztaljuk, hogy atomtömegük 15 amu, illetve 9 amu. Mivel ezek az egységek annyira kicsik és nem mondják közvetlenül, hogy az anyagnak milyen súlyt kell "megmérnie" ahhoz, hogy manipulálhassák őket, átalakulnak megfelelő molekulatömegükké: 15 g / mol és 9 g / mol (bevezetve a vakond fogalmait és az Avogadro számát).

Átlagos atomtömeg

Ugyanazon elemnek nem minden atomja rendelkezik azonos tömeggel. Ez azt jelenti, hogy több atommal kell rendelkezniük a magban. Mivel ugyanaz az elem, az atomszámnak vagy a protonok számának állandónak kell maradnia; tehát csak a neutronok mennyisége változhat.

Így derül ki az izotópok meghatározása: ugyanazon elem atomjai, de eltérő atomtömegűek. Például a berillium szinte teljes egészében a ⁹ Be izotópból áll, nyomokban ¹⁰ Be. Ez a példa azonban nem nagyon hasznos az átlagos atomsúly fogalmának megértésében; szükségünk van egyre több izotóppal.

Példa

Tegyük fel, hogy a ⁸⁸ J elem létezik, ez a J fő izotópja, 60% -os bőséggel. J-nek van még két másik izotópja is: ⁸⁶ J, 20% -os bőséggel, és ⁹⁰ J, szintén 20%. Ez azt jelenti, hogy a 100 J atomok hogy gyűjtünk a Földön, 60 közülük ⁸⁸ J, és a fennmaradó 40 keverékét ⁸⁶ J és ⁹⁰ J.

J mindhárom izotópjának megvan a maga atomtömege; vagyis a neutronok és protonok összegét. Ezeket a tömegeket átlagolni kell ahhoz, hogy J atom atomtömeg legyen a kezén; itt a Földön, mivel lehetnek az Univerzum más régiói is, ahol a ⁸⁶ J jelenléte 56%, és nem 60%.

A J átlagos atomtömegének kiszámításához ki kell számítani izotópjainak tömegének súlyozott átlagát; vagyis figyelembe véve mindegyikükben a bőség arányát. Így:

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

= 87,2 amu

Vagyis J átlagos atomsúlya (atomtömegnek is nevezzük) 87,2 amu. Eközben moláris tömege 87,2 g / mol. Ne feledje, hogy a 87.2 közelebb van a 88-hoz, mint a 86-hoz, és szintén távol van a 90-től.

Abszolút atomtömeg

Az abszolút atomtömeg az atomtömeg grammban kifejezve. Példájából kiindulva a hipotetikus elem J, ki tudjuk számítani az abszolút atomtömege (hogy az átlagos), tudván, hogy minden egyes amu egyenértékű 1,6605 · 10 ^-24 gramm:

Abszolút atomtömege (J) = 87,2 amu * (1,6605 · 10 ^-24 g / amu)

= 1,447956 · 10 ^-22 g / J atom

Ez azt jelenti, hogy a J-atomok abszolút tömege átlagosan 1,447956 · 10 ^-22 g.

Relatív atomtömeg

A relatív atomtömeg numerikusan megegyezik az adott elem átlagos atomtömegével; A másodiktól eltérően azonban az elsőben nincs egység. Ezért méret nélküli. Például a berillium átlagos atomtömege 9,012182 u; míg a relatív atomtömege egyszerűen 9,012182.

Ez az oka annak, hogy ezeket a fogalmakat néha gyakran félreértelmezik szinonimákként, mivel nagyon hasonlóak és a különbségek finomak. De mire vonatkoznak ezek a tömegek? A ¹² C tömeg tizenketted részéhez viszonyítva.

Így egy elem, amelynek relatív atomtömege 77, azt jelenti, hogy tömege 77-szer nagyobb, mint ¹² C 1/ ^12-e.

Azok, akik megtekintették a periódusos rendszer elemeit, látni fogják, hogy tömegük viszonylag kifejezett. Nincsenek amu egységeik, és ezt a következőképpen értelmezik: a vas atomtömege 55.846, ami azt jelenti, hogy 55.846-szor nagyobb tömeg, mint a ¹² C 1/12 részének tömege, és 55.846 amu vagy 55,846 g / mol.

Az atomtömeg kiszámítása

Matematikailag a J elem példájával adtunk példát annak kiszámítására. Általános értelemben a súlyozott átlag képletet kell alkalmazni, amely a következő lenne:

P = Σ (izotóp atomtömege) (bőség tizedesjegyekben)

Vagyis az egyes izotópok (normál esetben természetes) atomtömegeinek (neutronok + protonok) az adott elemre, valamint a megfelelő földi kiterjedésük (vagy bármilyen a figyelembe vett régió), akkor kiszámítható az említett súlyozott átlag.

És miért nem csak a számtani átlag? Például J átlagos atomtömege 87,2 amu. Ha újra kiszámoljuk ezt a tömeget, de számtanilag:

Átlagos tömeg (J) = (88 amu + 86 amu + 90 amu) / 3

= 88 amu

Vegye figyelembe, hogy fontos különbség van a 88 és a 87,2 között. Ennek oka az, hogy a számtani átlag azt feltételezi, hogy valamennyi izotóp bősége azonos; Mivel három J izotóp van, mindegyiknek 100/3-nak (33,33%) kell lennie. De a valóságban nem ez a helyzet: sokkal több izotóp van, mint mások.

Éppen ezért számítják ki a súlyozott átlagot, mivel figyelembe veszi, hogy az izotóp mennyire bőséges egy másikhoz képest.

Példák

Szén

A szén átlagos atomtömegének kiszámításához szükségünk van annak természetes izotópjaira és azok megfelelő mennyiségére. Szén esetében ezek a következők: ¹² ° C (98,89%) és ¹³ ° C (1,11%). Relatív atomtömegük 12 és 13, ami viszont 12 amu és 13 amu. megoldása:

Átlagos atomtömeg (C) = (12 amu) (0,9889) + (13 amu) (0,0111)

= 12,0111 amu

Ezért a szénatom tömege átlagosan 12,01 amu. Mivel nyomokban ¹⁴ C van, ennek szinte nincs hatása erre az átlagra.

Nátrium

Az összes földi nátriumatom a ²³ Na izotópból áll, tehát 100% -os bőségű. Ez az oka annak, hogy rendes számításokban tömege egyszerűen 23 amu vagy 23 g / mol lehet. Pontos tömege azonban 22,98976928 amu.

Oxigén

A három oxigén izotóp a megfelelő mennyiségben: ¹⁶ O (99,762%), ¹⁷ O (0,038%) és ¹⁸ O (0,2%). Mindent megteszünk az átlagos atomsúly kiszámításához:

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

= 16,00438 amu

Noha a jelentett pontos tömeg valójában 15 9994 amu.

Nitrogén

Ugyanazon lépés oxigénnel történő megismételésével: ¹⁴ N (99,634%) és ¹⁵ N (0,366%). Így:

Átlagos atomtömeg (N) = (14 amu) (0,99634) + (15 amu) (0,00366)

= 14,00366 amu

Vegye figyelembe, hogy a nitrogénre jelentett tömeg 14,0067 amu, kissé magasabb, mint amit kiszámítottunk.

Klór

A klór izotópjai a megfelelő előfordulási arányukkal: ³⁵ Cl (75,77%) és ³⁷ Cl (24,23%). Az átlagos atomtömeg kiszámítása:

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

= 35,4846 amu

Nagyon hasonló a bejelentetthez (35 453 amu).

Dysprosium

És végül kiszámítják egy sok természetes izotóppal rendelkező elem átlagos tömegét: dysprosium. Ezek és azok megfelelő előfordulási aránya: ¹⁵⁶ Dy (0,06%), ¹⁵⁸ Dy (0,10%), ¹⁶⁰ Dy (2,34%), ¹⁶¹ Dy (18,91%), ¹⁶² Dy (25,51) %), ¹⁶³ Dy (24,90%) és ¹⁶⁴ Dy (28,18%).

Az előző példákhoz hasonlóan folytatjuk a fém atomtömegének kiszámítását:

Átlagos atomtömeg (Dy) = (156 amu) (0,0006%) + (158 amu) (0,0010) + (160 amu) (0,0234) + (161 amu) (0,1889) + (162 amu) (0,2551) + (163 amu) (0,2490) + (164 amu) (0,2818)

= 162,5691 amu

A jelentett tömeg 162 500 amu. Vegye figyelembe, hogy ez az átlag 162 és 163 között van, mivel a ¹⁵⁶ Dy, ¹⁵⁸ Dy és ¹⁶⁰ Dy izotópok kevésbé gazdagok; míg az uralkodó ¹⁶² Dy, ¹⁶³ Dy és ¹⁶⁴ Dy.

Irodalom

1. Whitten, Davis, Peck és Stanley. (2008). Kémia (8. kiadás). CENGAGE Tanulás.
2. Wikipedia. (2019). Atomtömeg. Helyreállítva: en.wikipedia.org
3. Christopher Masi. (Sf). Atomenergia. Helyrehozva: wsc.mass.edu
4. Natalie Wolchover. (2017. szeptember 12). Hogyan lehet mérni egy atomot? Élő tudomány. Helyreállítva: livescience.com
5. Kémia LibreTexts. (2019. június 05.). Atomi tömeg kiszámítása. Helyreállítva: chem.libretexts.orgs
6. Edward Wichers és H. Steffen Peiser. (2017. december 15.) Atomsúly. Encyclopædia Britannica. Helyreállítva: britannica.com