Az atomtömeg egy adott kémiai elem atomjainak átlagos tömege. Ez atomtömegként ismert és felcserélhetően használható, bár szó szerint mindegyik jelentése eltérő.
A „súly” kifejezés a fizikában a gravitációs mezőre kifejtett erőt jelenti, olyan erőegységekben kifejezve, mint az newton. 1908 óta azonban az atomsúly kifejezést használják, amelyet manapság jobban ismertnek mint relatív atomtömeg; vagyis szinonimák.
Forrás: Pexels.
Az atomok annyira kicsik, bőségesek és különböznek ugyanazon elem esetében is, hogy nem könnyű feladat fizikai nagyságrend, például tömeg hozzárendelése számukra. Pontosan az idő múlásával változott az az elem, amely a kémiai elem tömegét vagy atomtömegét képviseli.
Kezdetben a legkisebb atom tömegét, azaz a hidrogénatomot (H) választottuk atomtömeg-egységnek. Később 1/16-os természetes oxigén atomtömeg-egységre változtatták, majd könnyebb 16 O izotópját részesítették előnyben.
1961 óta, a szénatom (C) nagy fontossága miatt, úgy döntöttek, hogy az atomtömeg a C-12 izotópjára vonatkozik. Ezenkívül a C-atom a szerves kémia és a biokémia központi vagy legfontosabb kémiai eleme.
Mekkora az atomtömeg?
Az atomtömeg (AP) a kémiai elemet alkotó természetes izotópok tömegének átlagos tömege. A kifejezés a kémiai elemek atomjai által relatív atomtömegre utal.
Amint azt a nyitó részben említettük, az atomsúly kifejezést hagyományosan használják, de valójában atomtömeg. 1961 óta a szén-12 atom alapján 12-es értékét alkalmazzák a relatív atomtömeg skálájára.
De akkor mi az atomtömeg? A protonok és a neutronok összege az atomban, az elektronok által leadott tömeg elhanyagolható. A hidrogén (H) atomtömege például 1,00974 Da, a magnézium (Mg) pedig 24,3050 Da.
Összehasonlítva, ez azt jelenti, hogy az Mg-atomok nehezebbek, mint a H-atomok: pontosan 24-szer. Ha valamilyen kémiai elem tömegének vagy atomtömegének értékére van szükség, akkor azt a periódusos táblázat segítségével meg lehet kapni.
egységek
Az atom atomjának első egységeinek az egyikét az oxigénatom tömegének 1/16 (0,0625) -ben fejeztük ki.
Ez az egység megváltozott az elem természetes izotópjainak 1912-es felfedezésével; ezért az izotópokat már nem lehet figyelmen kívül hagyni.
Jelenleg az atomtömeg vagy dalton standard mértéke a 12 C izotóp atomtömegének 1/ 12- e, ez stabilabb és bőséges, mint 13 C és 14 C.
A szabványosított atomtömeg-egység a nukleon (proton vagy neutron) tömege, és 1 g / mol. Ezt az egyesítést vagy szabványosítást egy C-12 atommal hajtottuk végre, amelyhez 12 atomtömeg-egységet rendelünk.
Így a relatív atomtömeg vagy atomtömeg jelenleg grammban fejezhető ki egy molekulánként.
Hogyan számítják az atomtömeget?
Az atomsúly meghatározásához először ki kell számítani az izotóp atomtömegét, amely egy adott atomban levő protonok és neutronok számának összege.
Az elektronok számát nem veszi figyelembe, mivel tömege elhanyagolható a neutronok és protonok tömegéhez képest.
Ugyanez történik ugyanazon elem minden izotópjával. Ezután, megismerve természetes mennyiségüket, kiszámítják az összes izotóp súlyozott átlagos atomtömegét az m ∙ A (m = atomtömeg és A eloszlás 100-szorosa) szorzat hozzáadásával.
Tegyük fel például, hogy van egy olyan vasatomcsoport, amelyben 93% -uk 56 Fe, míg 5% -uk 54 Fe, a fennmaradó 2% 57 Fe. Az atomtömeg már fel van tüntetve a bal felső sarokban. kémiai szimbólumok. Kiszámítása akkor:
56 (0,93) + 54 (0,05) + 57 (0,02) = 55,92 g / mol Fe-atom
Ebben a klaszterben a vas atomtömege 55,92. De mi lenne az egész Föld bolygó vagy az Univerzum többi részével? A klaszterben csak három izotóp található, amelyek elõfordulása megváltozik, ha figyelembe vesszük a Földet, ahol több izotóp lesz elérhetõ, és a számítások bonyolultabbá válnak.
szempontok
A periódusos táblázatban szereplő elemek atomtömegének kiszámításához a következőket kell figyelembe venni:
- Az izotópok, amelyek ugyanazon kémiai elem természetében léteznek. Ugyanazon kémiai elem atomjai, amelyek eltérő számú neutronnal rendelkeznek, ennek a kémiai elemnek az izotópjai.
- Az egyes izotópokból nyert mintákban figyelembe veszik mindegyik atomtömegét.
-A természetben található mintákban az egyes izotópok relatív előfordulása egy bizonyos elemhez is fontos.
- Megtalálható az egyetlen atom atomtömegének értéke önmagában vagy az elem természetes mintájában. Vagy atomcsoport, azonos elem izotópjai esetén, meghatározva a standard vagy az átlagos atomtömeget.
-A kémiai elemek standard atomtömegének meghatározásához ugyanazon elem egy vagy több izotópját vették figyelembe.
- Vannak olyan kémiai elemek, mint például a Francium (Fr), amelyek nem rendelkeznek stabil izotópokkal és még nem rendelkeznek szabványosított atomtömeggel.
Példák
A kémiai elemek periódusos táblázata alapján megtudható egy kémiai elem atomtömege; azaz azokat, amelyeket az összes stabil izotóp figyelembevételével számítottak ki (és ezért általában sok tizedesjegyet tartalmaznak).
Megfigyelték, hogy a hidrogén atomszáma (H) egyenlő 1-gyel, megegyezik protonjainak számával. A H atomtömege az összes elem közül a legkisebb, értéke 1,00794 u ± 0,00001 u.
A bór atomtömegét a természetben előállított két izotóp alapján határoztuk meg, és értéke 10 806 és 10 821 között változhat.
Nem természetes atomtömeg nem természetes vagy szintetikus elemek esetében, amelyek természetükben nem rendelkeznek izotópokkal; például a fent említett eset a francia (Fr), polónium (Po), radon (Ra), többek között a kémiai elemek között.
Ezekben az esetekben az atomtömeg ezen elem protonjainak és neutronjainak összegére korlátozódik.
Az atomtömeg-értéket zárójelben adjuk meg, ami azt jelenti, hogy ez nem egy szabványosított atomtömeg. Még a standard atomtömeg értéke is változhat, ha egy adott elem több izotópját felfedezik.
Irodalom
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2018. június 22.). Atomsúly meghatározás. Helyreállítva: gondolat.com
- Jimenez, V. és Macarulla, J. (1984). Élettani fizikokémia. (6 ta. Ed). Madrid: Interamericana
- Whitten, K., Davis, R., Peck M. és Stanley, G. (2008). Kémia. (8 ava. Ed). CENGAGE Tanulás: Mexikó.
- Wikipedia. (2018). Szabványos atomtömeg. Helyreállítva: en.wikipedia.org
- Prof. N. De Leon. (Sf). Atomi súlyok. Helyreállítva: iun.edu