ATOMINĖ MASĖ: APIBRĖŽIMAS, TIPAI, KAIP JĄ APSKAIČIUOTI, PAVYZDŽIAI - CHEMIJA - 2025

Atominės masės yra medžiagoje, esančioje kiekis atomo, kuris gali būti išreikštas paprastųjų fiziniais vienetais arba vienetų atominės masės (UMA OU). Atomas yra tuščias beveik visoje savo struktūroje; elektronai, išsklaidyti regionuose, vadinamuose orbitalais, kur yra tam tikra tikimybė juos rasti, ir jų branduolys.

Atomo branduolyje yra protonai ir neutronai; pirmoji - su teigiamais krūviais, o antroji - su neutralia įkrova. Šių dviejų subatominių dalelių masė yra daug didesnė nei elektronų; todėl atomo masę reguliuoja jo branduolys, o ne vakuumas ir elektronai.

Pagrindinės subatominės dalelės ir branduolio masė. Šaltinis: Gabrielis Bolívaras.

Elektrono masė yra maždaug 9,1 · ^10–31 kg, o protono - 1,67 · ^10–27 kg, o masės santykis yra 1800; ty protonas „sveria“ 1800 kartų daugiau nei elektronas. Panašiai tas pats atsitinka su neutrono ir elektronų masėmis. Štai kodėl elektrono masė įprastais tikslais laikoma nereikšminga.

Dėl šios priežasties paprastai daroma prielaida, kad atomo masė, arba atomo masė, priklauso tik nuo branduolio masės; kuris savo ruožtu susideda iš neutronų ir protonų materijos sumos. Iš šio samprotavimo išplaukia dvi sąvokos: masės skaičius ir atominė masė, abi glaudžiai susijusios.

Kai atomai turi „tuštumą“ ir kadangi jų masė beveik priklauso nuo branduolio funkcijos, reikia tikėtis, kad pastarasis yra ypač tankus.

Jei pašalinsime minėtą tuštumą iš bet kurio kūno ar daikto, jos matmenys smarkiai sumažės. Taip pat, jei mes galėtume pastatyti nedidelį objektą, pagrįstą atominiais branduoliais (be elektronų), tada jo masė būtų milijonai tonų.

Kita vertus, atominės masės padeda atskirti skirtingus to paties elemento atomus; Tai izotopai. Kadangi yra daugiau izotopų nei kiti, reikia įvertinti tam tikro elemento atomų masės vidurkį; vidutinis, kuris gali skirtis skirtingose ​​planetose ar skirtinguose kosminiuose regionuose.

Apibrėžimas ir sąvoka

Pagal apibrėžimą atominė masė yra jo protonų ir neutronų masių suma, išreikšta uma arba u. Gautas skaičius (taip pat kartais vadinamas masės skaičiumi) dedamas be matmenų viršutiniame kairiajame kampe, žymint nuklidus. Pavyzdžiui, elemento ¹⁵ X atominė masė yra 15uma arba 15u.

Atomo masė negali daug pasakyti apie tikrąją šio elemento X tapatybę. Vietoj to naudojamas atominis skaičius, kuris atitinka protonus X branduolyje. Jei šis skaičius yra 7, tada skirtumas ( 15–7) bus lygus 8; tai yra, X turi 7 protonus ir 8 neutronus, kurių suma yra 15.

Grįžtant prie vaizdo, branduolyje yra 5 neutronai ir 4 protonai, todėl jo masės skaičius yra 9; o savo ruožtu 9 amu yra jo atomo masė. Turėdami 4 protonus ir peržiūrėję periodinę lentelę, galima pastebėti, kad šis branduolys atitinka elemento berilio, Be (arba ⁹ Be), branduolį .

Atominės masės vienetas

Atomai yra per maži, kad galėtų išmatuoti savo mases įprastais metodais arba paprastaisiais svarstyklėmis. Būtent dėl ​​šios priežasties buvo išrastas uma, uo Da (spalvotas aklas). Šie atomams sukurti vienetai leidžia jums susidaryti idėją, koks masyvus elemento atomai yra vienas kito atžvilgiu.

Bet ką tiksliai reiškia uma? Turi būti nuoroda užmegzti masinius santykius. Tam buvo naudojamas ¹² C atomas , kuris yra gausiausias ir stabiliausias anglies izotopas. Taigi, turėdamas 6 protonus (jo atominis skaičius Z) ir 6 neutronus, jo atominė masė yra 12.

Daroma prielaida, kad protonų ir neutronų masės yra vienodos, kad kiekvienas įneštų 1 amu. Tada atominės masės vienetas apibrėžiamas kaip viena dvyliktoji dalis (1/12) anglies-12 atomo masės; tai protono arba neutrono masė.

Lygiavertiškumas gramais

Ir dabar kyla toks klausimas: kiek gramų lygus 1 amu? Kadangi iš pradžių nebuvo pakankamai pažangių metodų tai išmatuoti, chemikai turėjo susitaikyti su tuo, kad visas mišias išreikštų amu; tačiau tai buvo pranašumas, o ne trūkumas.

Kodėl? Kadangi subatominės dalelės yra tokios mažos, jų masė, išreikšta gramais, turi būti tokia pati maža. Tiesą sakant, 1 amu yra lygus 1,6605 · 10 ^–24 gramams. Be to, naudojant molio sąvoką, nebuvo problema apdoroti elementų ir jų izotopų mases amu, žinant, kad tokie vienetai gali būti modifikuoti į g / mol.

Pavyzdžiui, grįždami į ¹⁵ X ir ⁹ Be, mes turime, kad jų atominės masės yra atitinkamai 15 amu ir 9 amu. Kadangi šie vienetai yra tokie maži ir tiesiogiai nenurodo, kiek medžiagos reikia „pasverti“, kad jais būtų galima manipuliuoti, jie paverčiami atitinkamomis molinėmis masėmis: 15 g / mol ir 9 g / mol (įvedant apgamų ir Avogadro skaičiaus sąvokas).

Vidutinė atominė masė

Ne visi to paties elemento atomai turi vienodą masę. Tai reiškia, kad branduolyje turi būti daugiau subatominių dalelių. Būdamas tuo pačiu elementu, atominis skaičius arba protonų skaičius turi išlikti pastovus; todėl skiriasi tik jų turimų neutronų kiekis.

Tai paaiškėja iš izotopų apibrėžimo: to paties elemento atomai, bet su skirtingomis atominėmis masėmis. Pavyzdžiui, berilis beveik visiškai susideda iš ⁹ Be izotopo , kurio pėdsakai yra ¹⁰ Be. Tačiau šis pavyzdys nelabai padeda suprasti vidutinės atominės masės sąvoką; mums reikia vieno su daugiau izotopų.

Pavyzdys

Tarkime, kad ⁸⁸ J elementas egzistuoja , tai yra pagrindinis J izotopas, kurio gausu 60%. J taip pat turi dar du izotopus: ⁸⁶ J, kurio gausu 20%, ir ⁹⁰ J, kurio gausa taip pat yra 20%. Tai reiškia, kad 100 J atomų, kad mes surinkti žemėje, 60 iš jų yra ⁸⁸ J, o likusi 40 mišinys iš ⁸⁶ J ir ⁹⁰ J.

Kiekvienas iš trijų J izotopų turi savo atominę masę; tai yra jų neutronų ir protonų suma. Tačiau norint gauti J atominę masę rankoje, šios masės turi būti apskaičiuotos; čia, Žemėje, nes gali būti kitų Visatos regionų, kur ⁸⁶ J gausa yra 56%, o ne 60%.

Norint apskaičiuoti vidutinę J atominę masę, reikia gauti jos izotopų masių svertinę vidurkį; y., atsižvelgiant į kiekvieno iš jų gausos procentą. Taigi mes turime:

Vidutinė masė (J) = (86 amu) (0,60) + (88 amu) (0,20) + (90 amu) (0,20)

= 87,2 amu

Tai yra, vidutinė J atominė masė (dar vadinama atomine mase) yra 87,2 amu. Tuo tarpu jo molinė masė yra 87,2 g / mol. Atminkite, kad 87,2 yra arčiau 88, o ne 86, taip pat yra nutolęs nuo 90.

Absoliuti atominė masė

Absoliuti atominė masė yra atominė masė, išreikšta gramais. Pradedant nuo hipotetinio elemento J Pavyzdžiui, mes galime apskaičiuoti savo absoliučią atominę masę (kad vidutinis), žinant, kad kiekvienas amv yra lygus 1.6605 · 10 ^-24 gramų:

Absoliutus atominė masė (j) = 87,2 amv * (1,6605 · 10 ^-24 g / amv)

= 1,447956 · 10 ^-22 g / J atomo

Tai reiškia, kad vidutiniškai J atomai absoliučią masę 1.447956 · 10 ^-22 g.

Santykinė atominė masė

Santykinė atominė masė skaitine prasme yra identiška tam tikro elemento vidutinei atominei masei; Tačiau, skirtingai nuo antrojo, pirmajam trūksta vienybės. Todėl jis yra be matmenų. Pavyzdžiui, berilio vidutinė atominė masė yra 9,012182 u; tuo tarpu jos santykinė atominė masė yra tiesiog 9.012182.

Štai kodėl šios sąvokos kartais klaidingai suprantamos kaip sinonimai, nes jos yra labai panašios, o skirtumai tarp jų yra subtilūs. Tačiau kuo gi šios masės yra? Palyginti su viena dvyliktąja ¹² C masės .

Taigi elementas, kurio santykinė atominė masė yra 77, reiškia, kad jo masė yra 77 kartus didesnė nei ^1/12 iš ¹² C.

Tie, kurie pažvelgė į periodinės lentelės elementus, pamatys, kad jų masė yra santykinai išreikšta. Jie neturi amu vienetų, ir tai suprantama taip: geležies atominė masė yra 55,846, tai reiškia, kad ji yra 55,846 kartus didesnė už masę nei 1/12 dalies ¹² C masė , ir kad ji taip pat gali būti išreikšta 55,846 amu arba 55,846 g / mol.

Kaip apskaičiuoti atominę masę

Matematiškai pateiktas pavyzdys, kaip ją apskaičiuoti, pateikiant elemento J pavyzdį. Apskritai turi būti taikoma vidutinė svertinė formulė, kuri būtų:

P = Σ (izotopo atominė masė) (gausumas po kablelio)

Kitaip tariant, turint kiekvieno izotopo (paprastai natūralaus) tam tikro elemento atomines mases (neutronus + protonus), taip pat atitinkamą jų sausumos gausą (ar bet kurį nagrinėjamą regioną), galima apskaičiuoti minėtą svertinį vidurkį.

Ir kodėl ne tik aritmetinį vidurkį? Pavyzdžiui, vidutinė J atominė masė yra 87,2 amu. Jei dar kartą apskaičiuosime šią masę, bet aritmetiškai, turėsime:

Vidutinė masė (J) = (88 amu + 86 amu + 90 amu) / 3

= 88 amu

Atminkite, kad yra svarbus skirtumas tarp 88 ir 87,2. Taip yra todėl, kad aritmetinis vidurkis daro prielaidą, kad visų izotopų gausa yra vienoda; Kadangi yra trys J izotopai, kiekviename jų turėtų būti 100/3 (33,33%). Bet realybėje taip nėra: yra daug daugiau izotopų nei kiti.

Štai kodėl apskaičiuojamas svertinis vidurkis, nes atsižvelgiama į tai, koks gausus yra vienas izotopas kito atžvilgiu.

Pavyzdžiai

Anglies

Norint apskaičiuoti vidutinę atominę anglies masę, reikia natūralių jo izotopų ir jų gausos. Anglies atveju tai yra: ¹² C (98,89%) ir ¹³ C (1,11%). Jų santykinės atominės masės yra atitinkamai 12 ir 13, kurios savo ruožtu yra lygios 12 amu ir 13 amu. Sprendimas:

Vidutinė atominė masė (C) = (12 amu) (0,9889) + (13 amu) (0,0111)

= 12,0111 amu

Todėl anglies atomo masė yra vidutiniškai 12,01 amu. Kadangi yra ¹⁴ C pėdsakų , tai beveik neturi įtakos šiam vidurkiui.

Natris

Visus sausumos natrio atomus sudaro izotopas ²³ Na, taigi jo gausa yra 100%. Štai kodėl atliekant įprastus skaičiavimus galima manyti, kad jo masė yra paprasčiausiai 23 amu arba 23 g / mol. Tačiau tiksli jo masė yra 22,98976928 amu.

Deguonis

Trys deguonies izotopai ir jų gausumas yra: ¹⁶ O (99,762%), ¹⁷ O (0,038%) ir ¹⁸ O (0,2%). Turime viską, kad apskaičiuotume jos vidutinę atominę masę:

Vidutinė atominė masė (O) = (16 amu) (0,99762) + (17 amu) (0,00038) + (18 amu) (0,002)

= 16.00438 amu

Nors pranešta tiksli jo masė iš tikrųjų yra 15 999 amu.

Azotas

Kartodami tuos pačius veiksmus su deguonimi, turime: ¹⁴ N (99,634%) ir ¹⁵ N (0,366%). Taigi:

Vidutinė atominė masė (N) = (14 amu) (0,99634) + (15 amu) (0,00366)

= 14.00366 amu

Atminkite, kad pranešta azoto masė yra 14,0067 amu, šiek tiek didesnė nei apskaičiavome.

Chloras

Chloro izotopai ir jų gausumas yra: ³⁵ Cl (75,77%) ir ³⁷ Cl (24,23%). Apskaičiuodami jos vidutinę atominę masę:

Vidutinė atominė masė (Cl) = (35 amu) (0,7577) + (37 amu) (0,2423)

= 35,4846 amu

Labai panašus į nurodytą (35 453 amu).

Dysprosium

Galiausiai bus apskaičiuota vidutinė elemento, turinčio daugybę natūralių izotopų, masė: disprosas. Tai ir jų gausa yra: ¹⁵⁶ Dy (0,06%), ¹⁵⁸ Dy (0,10%), ¹⁶⁰ Dy (2,34%), ¹⁶¹ Dy (18,91%), ¹⁶² Dy (25,51). %), ¹⁶³ Dy (24,90%) ir ¹⁶⁴ Dy (28,18%).

Mes apskaičiuojame šio metalo atominę masę kaip ir ankstesniuose pavyzdžiuose:

Vidutinė atominė masė (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

Pranešama, kad masė yra 162 500 amu. Atminkite, kad šis vidurkis yra nuo 162 iki 163, nes ¹⁵⁶ Dy, ¹⁵⁸ Dy ir ¹⁶⁰ Dy izotopų yra nedaug; tuo tarpu vyrauja ¹⁶² Dy, ¹⁶³ Dy ir ¹⁶⁴ Dy.

Nuorodos

1. Whittenas, Davisas, Peckas ir Stanley. (2008). Chemija (8-asis leidimas). CENGAGE mokymasis.
2. Vikipedija. (2019 m.). Atominė masė. Atkurta iš: en.wikipedia.org
3. Christopheris Masi. (sf). Atominės Mišios. Atkurta iš: wsc.mass.edu
4. Natalie Wolchover. (2017 m. Rugsėjo 12 d.). Kaip jūs pasveriate atomą? Gyvasis mokslas. Atkurta iš: livescience.com
5. Chemija „LibreTexts“. (2019 m. Birželio 05 d.). Atominių masių skaičiavimas. Atkurta iš: chem.libretexts.orgs
6. Edwardas Wichersas ir H. Steffenas Peiseris. (2017 m. Gruodžio 15 d.). Atominis svoris. „Encyclopædia Britannica“. Atkurta iš: britannica.com