ATOMSKA MASA: DEFINICIJA, VRSTE, KAKO SE IZRAČUNATI, PRIMJERI - KEMIJA - 2024

Atomska masa je količina materijala koji je u atoma, koji se može izraziti u uobičajenim fizičkim jedinicama ili jedinicama atomske mase (uma ou). Atom je prazan u gotovo cijeloj svojoj strukturi; elektroni koji su difuznirani u regijama zvanim orbitale, gdje postoji izvjesna vjerojatnost da ćemo ih naći i njihove jezgre.

U jezgri atoma su protoni i neutroni; prvi s pozitivnim nabojima, dok je drugi s neutralnim nabojem. Ove dvije subatomske čestice imaju masu mnogo veću od mase elektrona; prema tome, masom atoma upravlja njegovo jezgro, a ne vakuum niti elektroni.

Glavne subatomske čestice i masa jezgre. Izvor: Gabriel Bolívar.

Masa elektrona je približno 9,1 · 10 ^-31 kg, dok je masa protona 1,67 · 10 ^-27 kg, a maseni omjer je 1800; tj. proton "teži" 1800 puta više od elektrona. Slično se događa i s masama neutrona i elektrona. Zato se masovni doprinos elektrona u obične svrhe smatra zanemarivim.

Zbog toga se obično pretpostavlja da masa atoma, ili atomska masa, ovisi samo o masi jezgre; koji se pak sastoji od zbroja materije neutrona i protona. Iz ovog razmišljanja proizlaze dva koncepta: masni broj i atomska masa, oba usko povezana.

Sa toliko "praznine" atoma, a budući da je njihova masa gotovo u potpunosti funkcija jezgre, za očekivati ​​je da je potonja izuzetno gusta.

Ako uklonimo prazninu s bilo kojeg tijela ili objekta, njegove bi se dimenzije drastično smanjile. Također, kad bismo mogli izgraditi mali objekt na temelju atomske jezgre (bez elektrona), tada bi on imao masu od milijun tona.

S druge strane, atomske mase pomažu razlikovati različite atome istog elementa; To su izotopi. Kako postoje izotopi obilniji od ostalih, mora se procijeniti prosječna masa atoma za neki element; prosjek koji može varirati od planeta do planeta ili od jedne svemirske regije do druge.

Definicija i pojam

Po definiciji, atomska masa je zbroj masa njegovih protona i neutrona izraženih uma ili u. Rezultirajući broj (koji se ponekad naziva i masni broj) se postavlja bez dimenzija u gornji lijevi kut u zapisu koji se koristi za nuklide. Na primjer, za element ¹⁵ X njegova atomska masa je 15uma ili 15u.

Atomska masa ne može reći mnogo o pravom identitetu ovog elementa X. Umjesto toga, koristi se atomski broj koji odgovara protonima u jezgri X. Ako je taj broj 7, tada je razlika (15-7) bit će jednak 8; to jest, X ima 7 protona i 8 neutrona, čija suma je 15.

Vraćajući se slici, jezgra ima 5 neutrona i 4 protona, pa je njen masni broj 9; a zauzvrat je 9 amu masa njegovog atoma. Imajući 4 protona i konzultirajući periodičnu tablicu, može se vidjeti da ova jezgra odgovara onoj elementu berilija, Be (ili ⁹ Be).

Jedinica atomske mase

Atomi su premali da se mogu izmjeriti njihove mase uobičajenim metodama ili običnim bićima. Iz tog je razloga izmišljen um, uo Da (slijep u boji). Ove jedinice dizajnirane za atome omogućuju vam predodžbu o tome koliko su atomi elemenata u odnosu jedan na drugi.

Ali što točno predstavlja uma? Mora postojati referenca za uspostavljanje masovnih odnosa. Za to je kao referenca korišten ¹² C atom, koji je najobilniji i najstabilniji izotop ugljika. Imajući 6 protona (atomski broj Z) i 6 neutrona, njegova atomska masa je stoga 12.

Pretpostavka je da protoni i neutroni imaju iste mase, tako da svaki doprinosi 1 amu. Jedinica atomske mase tada je definirana kao jedna dvanaesta (1/12) mase atoma ugljik-12; ovo je masa protona ili neutrona.

Ekvivalencija u gramima

I sada se postavlja sljedeće pitanje: koliko grama jednak 1 amu? Kako u početku nisu postojale dovoljno napredne tehnike za njihovo mjerenje, kemičari su se morali dogovoriti za izražavanje svih masa amu; međutim, to je bila prednost, a ne nedostatak.

Zašto? Budući da su subatomske čestice toliko male, njihova masa izražena u gramima mora biti jednako mala. U stvari, 1 amu je jednak 1.6605 · 10 ^-24 grama. Nadalje, s upotrebom koncepta madeža, nije bio problem raditi mase elemenata i njihovih izotopa sa znanjem da se takve jedinice mogu modificirati u g / mol.

Na primjer, vraćajući se na ¹⁵ X i ⁹ Be, imamo da su njihove atomske mase 15 amu, odnosno 9 amu. Kako su ove jedinice toliko male i ne govore izravno koliko materije mora "težiti" da bi se njima manipuliralo, transformiraju se u njihove odgovarajuće molarne mase: 15 g / mol i 9 g / mol (uvodeći koncepte molova i Avogadrovog broja).

Prosječna atomska masa

Nisu svi atomi istog elementa jednaki. To znači da moraju imati više subatomskih čestica u jezgri. Budući da je isti element, atomski broj ili broj protona mora ostati konstantan; stoga postoje samo varijacije u količini neutrona koje posjeduju.

Ovako to proizlazi iz definicije izotopa: atoma istog elementa, ali s različitim atomskim masama. Na primjer, berilij se gotovo u potpunosti sastoji od izotopa ⁹ Be, s količinama u tragovima od ¹⁰ Be. Međutim, ovaj primjer nije od velike pomoći u razumijevanju koncepta prosječne atomske mase; treba nam jedan s više izotopa.

Primjer

Pretpostavimo da element ⁸⁸ J postoji, a to je glavni izotop J s količinom od 60%. J također ima dva druga izotopa: ⁸⁶ J, s obiljem od 20%, i ⁹⁰ J, s obiljem također od 20%. To znači da od 100 J atoma koje sakupljamo na Zemlji, njih 60 je ⁸⁸ J, a preostalih 40 je smjesa od ⁸⁶ J i ⁹⁰ J.

Svaki od tri izotopa J ima svoju atomsku masu; to jest njihov zbroj neutrona i protona. Međutim, te se mase moraju prosječiti kako bi se u ruci imala atomska masa za J; ovdje na Zemlji, kao što mogu postojati i druge regije Svemira, gdje obilje ⁸⁶ J iznosi 56%, a ne 60%.

Za izračunavanje prosječne atomske mase J mora se dobiti ponderirani prosjek masa njegovih izotopa; to jest uzimajući u obzir postotak obilja za svako od njih. Tako imamo:

Prosječna masa (J) = (86 amu) (0,60) + (88 amu) (0,20) + (90 amu) (0,20)

= 87,2 amu

Odnosno, prosječna atomska masa (poznata i kao atomska težina) od J je 87,2 amu. U međuvremenu, njegova molarna masa je 87,2 g / mol. Imajte na umu da je 87,2 bliži 88 nego 86, a također je udaljen od 90.

Apsolutna atomska masa

Apsolutna atomska masa je atomska masa izražena u gramima. Polazeći od primjera hipotetičkog elementa J, možemo izračunati njegovu apsolutnu atomsku masu (prosječnu) znajući da je svaki amu ekvivalentan 1.6605 · 10 ^-24 grama:

Apsolutna atomska masa (J) = 87,2 amu * (1.6605 · 10 ^-24 g / amu)

= 1.447956 · 10 ^-22 g / J atoma

To znači da u prosjeku J-atomi imaju apsolutnu masu od 1.447956 · 10 ^-22 g.

Relativna atomska masa

Relativna atomska masa numerički je identična prosječnoj atomskoj masi za određeni element; Međutim, za razliku od drugog, prvom nedostaje jedinstvo. Stoga je bezdimenzijski. Na primjer, prosječna atomska masa berilija je 9.012182 u; dok je njegova relativna atomska masa jednostavno 9.012182.

Zato se ponekad ovi pojmovi često pogrešno tumače kao sinonimi, budući da su vrlo slični i razlike među njima su suptilne. Ali kakve su to mase u odnosu? U odnosu na jednu dvanaestinu mase ¹² C.

Dakle, element s relativnom atomskom masom od 77 znači da je masa 77 puta veća od ^1/12 od ¹² C.

Oni koji su pogledali elemente u periodičnoj tablici vidjet će da su njihove mase relativno izražene. Oni nemaju jedinice amu, a to se tumači kao: željezo ima atomsku masu 55.846, što znači da je 55.846 puta veća masa od mase 1/12 dijela ¹² C, a da se može izraziti i kao 55.846 amu ili 55.846 g / mol.

Kako izračunati atomsku masu

Matematički je dan primjer kako se izračuna s primjerom elementa J. Općenito rečeno, moramo primijeniti ponderiranu prosječnu formulu, a to bi bila:

P = Σ (atomska masa izotopa) (obilje u decimali)

Odnosno, atomska masa (neutroni + protoni) svakog izotopa (normalno prirodnog) za određeni element, kao i njihova zemaljska obilje (ili što god regija uzeta u obzir), tada se može izračunati navedeni prosječni ponderirani.

A zašto ne samo aritmetički prosjek? Na primjer, prosječna atomska masa J je 87,2 amu. Ako ponovo izračunamo ovu masu, ali aritmetički, imat ćemo:

Prosječna masa (J) = (88 amu + 86 amu + 90 amu) / 3

= 88 amu

Imajte na umu da postoji važna razlika između 88 i 87.2. To je zato što aritmetički prosjek pretpostavlja da je obilje svih izotopa isto; Budući da postoje tri izotopa J, svaki bi trebao imati obilje 100/3 (33,33%). Ali to u stvarnosti nije slučaj: postoje mnogo obilniji izotopi od drugih.

Zbog toga se izračunava ponderirani prosjek, budući da on uzima u obzir koliko je jedan izotop obilan u odnosu na drugi.

Primjeri

ugljen

Za proračun prosječne atomske mase ugljika potrebni su nam njegovi prirodni izotopi s njihovim obiljem. U slučaju ugljika to su: ¹² C (98,89%) i ¹³ C (1,11%). Njihove relativne atomske mase su 12, odnosno 13, što je zauzvrat jednako 12 amu i 13 amu. Rješavanje:

Prosječna atomska masa (C) = (12 amu) (0.9889) + (13 amu) (0.0111)

= 12.0111 amu

Stoga je masa ugljikovog atoma u prosjeku 12,01 amu. Budući da ima ¹⁴ C u tragovima, to nema skoro nikakav utjecaj na ovaj prosjek.

Natrij

Svi zemaljski atomi natrija sastoje se od ²³ izotopa Na, tako da je njegova brojnost 100%. Zato se u običnim proračunima može pretpostaviti da je njegova masa jednostavno 23 amu ili 23 g / mol. Međutim, njegova točna masa je 22,98976928 amu.

Kisik

Tri izotopa kisika s pripadajućim obilima su: ¹⁶ O (99.762%), ¹⁷ O (0.038%) i ¹⁸ O (0.2%). Imamo sve za izračunavanje njegove prosječne atomske mase:

Prosječna atomska masa (O) = (16 amu) (0,99762) + (17 amu) (0,00038) + (18 amu) (0,002)

= 16,00438 amu

Iako je njegova točna masa zapravo 15.9994 amu.

Dušik

Ponavljajući iste korake s kisikom imamo: ¹⁴ N (99.634%) i ¹⁵ N (0.366%). Tako:

Prosječna atomska masa (N) = (14 amu) (0,99634) + (15 amu) (0,00366)

= 14,00366 amu

Imajte na umu da je prijavljena masa dušika 14.0067 amu, što je malo više od onoga što smo izračunali.

Klor

Izotopi klora s pripadajućim obilima su: ³⁵ Cl (75,77%) i ³⁷ Cl (24,23%). Izračunavajući njegovu prosječnu atomsku masu, imamo:

Prosječna atomska masa (Cl) = (35 amu) (0.7577) + (37 amu) (0.2423)

= 35.4846 amu

Vrlo sličan onome prijavljenom (35.453 amu).

rijetki metali

Y para finalizar, se calculará la masa promedio de un elemento con muchos isótopos naturales: el disprosio. Estos y con sus respectivas abundancias son: ¹⁵⁶Dy (0,06%), ¹⁵⁸Dy (0,10%), ¹⁶⁰Dy (2,34%), ¹⁶¹Dy (18,91%), ¹⁶²Dy (25,51%), ¹⁶³Dy (24,90%) y ¹⁶⁴Dy (28,18%).

Procedemos al igual que los ejemplos anteriores a calcular la masa atómica de este metal:

Masa atómica promedio (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

La masa reportada es 162,500 uma. Nótese que este promedio se halla entre 162 y 163, ya que los isótopos ¹⁵⁶Dy, ¹⁵⁸Dy y ¹⁶⁰Dy son pocos abundantes; mientras que los que predominan son ¹⁶²Dy, ¹⁶³Dy y ¹⁶⁴Dy.

Referencias

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Química. (8va ed.). CENGAGE Learning.
2. Wikipedia. (2019). Atomic mass. Recuperado de: en.wikipedia.org
3. Christopher Masi. (s.f.). Atomic Mass. Recuperado de: wsc.mass.edu
4. Natalie Wolchover. (12 de septiembre de 2017). How Do You Weigh an Atom? Live Science. Recuperado de: livescience.com
5. Chemistry LibreTexts. (05 de junio de 2019). Calculating Atomic Masses. Recuperado de: chem.libretexts.orgs
6. Edward Wichers and H. Steffen Peiser. (15 de diciembre de 2017). Atomic weight. Encyclopædia Britannica. Recuperado de: britannica.com