ATOMAIRE MASSA: DEFINITIE, TYPEN, HOE DEZE TE BEREKENEN, VOORBEELDEN - CHEMIE - 2025

De atomaire massa is de hoeveelheid materiaal die in een atoom aanwezig is, die kan worden uitgedrukt in gewone fysieke eenheden of in eenheden van atomaire massa (uma ou). Een atoom is in bijna zijn gehele structuur leeg; elektronen die worden verspreid in gebieden die orbitalen worden genoemd, waar er een zekere kans is om ze te vinden, en hun kern.

In de kern van het atoom bevinden zich de protonen en neutronen; de eerste met positieve ladingen, terwijl de laatste met neutrale lading. Deze twee subatomaire deeltjes hebben een massa die veel groter is dan die van het elektron; daarom wordt de massa van een atoom bepaald door zijn kern en niet door het vacuüm, noch door elektronen.

De belangrijkste subatomaire deeltjes en de massa van de kern. Bron: Gabriel Bolívar.

De massa van een elektron is ongeveer 9,1 · 10 ^-31 kg, terwijl die van het proton 1,67 · 10 ^-27 kg is, de massaverhouding is 1.800; dat wil zeggen, een proton "weegt" 1.800 keer meer dan een elektron. Evenzo gebeurt hetzelfde met de massa van het neutron en elektron. Daarom wordt de massabijdrage van het elektron voor gewone doeleinden als verwaarloosbaar beschouwd.

Daarom wordt gewoonlijk aangenomen dat de massa van het atoom, of de atoommassa, alleen afhangt van de massa van de kern; die op zijn beurt bestaat uit de som van de materie van de neutronen en protonen. Uit deze redenering komen twee concepten naar voren: massagetal en atomaire massa, beide nauw verwant.

Met zoveel "leegte" in atomen, en aangezien hun massa bijna volledig een functie is van de kern, is het te verwachten dat de laatste buitengewoon dicht is.

Als we die leegte van een lichaam of object verwijderen, zouden de afmetingen drastisch krimpen. Als we een klein object zouden kunnen bouwen op basis van atoomkernen (zonder elektronen), dan zou het een massa van miljoenen tonnen hebben.

Aan de andere kant helpen atoommassa's om verschillende atomen van hetzelfde element te onderscheiden; Dit zijn de isotopen. Omdat er meer isotopen zijn dan andere, moet voor een bepaald element een gemiddelde van de massa van de atomen worden geschat; gemiddelde dat kan variëren van planeet tot planeet, of van het ene ruimtegebied tot het andere.

Definitie en concept

Per definitie is de atoommassa de som van de massa's van zijn protonen en neutronen uitgedrukt met uma of u. Het resulterende getal (ook wel een massagetal genoemd) wordt dimensieloos in de linkerbovenhoek geplaatst in de notatie die wordt gebruikt voor nucliden. Voor element ¹⁵ X is de atomaire massa bijvoorbeeld 15uma of 15u.

De atoommassa kan niet veel zeggen over de ware identiteit van dit element X. In plaats daarvan wordt het atoomnummer gebruikt, dat overeenkomt met de protonen in de kern van X. Als dit aantal 7 is, dan is het verschil ( 15-7) zal gelijk zijn aan 8; dat wil zeggen, X heeft 7 protonen en 8 neutronen, waarvan de som 15 is.

Terugkerend naar de afbeelding, heeft de kern 5 neutronen en 4 protonen, dus het massagetal is 9; en op zijn beurt is 9 amu de massa van zijn atoom. Door 4 protonen te hebben en het periodiek systeem te raadplegen, kan worden gezien dat deze kern overeenkomt met die van het element beryllium, Be (of ⁹ Be).

Atomaire massa-eenheid

Atomen zijn te klein om hun massa te kunnen meten met conventionele methoden of gewone balansen. Om deze reden is de uma, uo Da (kleurenblind) uitgevonden. Deze eenheden die zijn ontworpen voor atomen, geven je een idee van hoe massief de atomen van een element zijn in relatie tot elkaar.

Maar wat stelt een uma precies voor? Er moet een verwijzing zijn om massale relaties tot stand te brengen. Hiervoor werd het ¹² C- atoom als referentie gebruikt , de meest voorkomende en stabiele isotoop voor koolstof. Met 6 protonen (het atoomnummer Z) en 6 neutronen, is de atoommassa daarom 12.

Aangenomen wordt dat protonen en neutronen dezelfde massa hebben, zodat elk 1 amu bijdraagt. De atomaire massa-eenheid wordt dan gedefinieerd als een twaalfde (1/12) van de massa van een koolstof-12-atoom; dit is de massa van een proton of neutron.

Gelijkwaardigheid in gram

En nu rijst de vraag: hoeveel gram is 1 amu gelijk? Omdat er aanvankelijk niet voldoende geavanceerde technieken waren om het te meten, moesten scheikundigen genoegen nemen met het uitdrukken van alle massa's met amu; dit was echter een voordeel en geen nadeel.

Waarom? Omdat subatomaire deeltjes zo klein zijn, moet hun massa, uitgedrukt in gram, net zo klein zijn. In feite, 1 amu is gelijk aan 1,6605 · 10 ^-24 gram. Bovendien, met het gebruik van het concept van mol, was het geen probleem om de massa van de elementen en hun isotopen met amu te bewerken wetende dat dergelijke eenheden konden worden gewijzigd in g / mol.

Als we bijvoorbeeld teruggaan naar ¹⁵ X en ⁹ Be, hebben we dat hun atoommassa's respectievelijk 15 amu en 9 amu zijn. Omdat deze eenheden zo klein zijn en niet direct vertellen hoeveel materie men moet "wegen" om ze te manipuleren, worden ze omgezet in hun respectievelijke molaire massa: 15 g / mol en 9 g / mol (waarbij de begrippen mollen en het getal van Avogadro worden geïntroduceerd).

Gemiddelde atomaire massa

Niet alle atomen van hetzelfde element hebben dezelfde massa. Dit betekent dat ze meer subatomaire deeltjes in de kern moeten hebben. Omdat het hetzelfde element is, moet het atoomnummer of aantal protonen constant blijven; daarom is er alleen variatie in de hoeveelheid neutronen die ze bezitten.

Dit is hoe het blijkt uit de definitie van isotopen: atomen van hetzelfde element maar met verschillende atomaire massa's. Beryllium bestaat bijvoorbeeld bijna volledig uit de isotoop ⁹ Be, met sporen van ¹⁰ Be. Dit voorbeeld is echter niet erg behulpzaam bij het begrijpen van het concept van gemiddelde atomaire massa; we hebben er een nodig met meer isotopen.

Voorbeeld

Stel dat element ⁸⁸ J bestaat , dit is de belangrijkste isotoop van J met een abundantie van 60%. J heeft ook twee andere isotopen: ⁸⁶ J, met een overvloed van 20%, en ⁹⁰ J, met een overvloed ook van 20%. Dit betekent dat van de 100 J-atomen die we op aarde verzamelen, 60 daarvan ⁸⁸ J zijn en de overige 40 een mengsel van ⁸⁶ J en ⁹⁰ J.

Elk van de drie isotopen van J heeft zijn eigen atoommassa; dat wil zeggen, hun som van neutronen en protonen. Deze massa's moeten echter worden gemiddeld om een ​​atomaire massa voor J bij de hand te hebben; hier op aarde, aangezien er andere gebieden van het heelal kunnen zijn waar de overvloed van ⁸⁶ J 56% is en niet 60%.

Om de gemiddelde atoommassa van J te berekenen, moet het gewogen gemiddelde van de massa's van zijn isotopen worden verkregen; dat wil zeggen, rekening houdend met het percentage van de overvloed voor elk van hen. Zo hebben we:

Gemiddelde massa (J) = (86 amu) (0,60) + (88 amu) (0,20) + (90 amu) (0,20)

= 87,2 amu

Dat wil zeggen, de gemiddelde atoommassa (ook bekend als het atoomgewicht) van J is 87,2 amu. Ondertussen is de molaire massa 87,2 g / mol. Merk op dat 87.2 dichter bij 88 is dan bij 86, en het is ook ver verwijderd van 90.

Absolute atomaire massa

De absolute atomaire massa is de atomaire massa uitgedrukt in gram. Uitgaande van het voorbeeld van de hypothetische element J is, kunnen we de absolute atoommassa berekenen (die van het gemiddelde) wetende dat elke amu equivalent is aan 1,6605 · 10 ^-24 gram:

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

= 1.447956 · 10 ^-22 g / J atom

Dit betekent dat de gemiddelde J atomen een absolute massa 1.447956 · 10 ^-22 g.

Relatieve atomaire massa

De relatieve atomaire massa is numeriek identiek aan de gemiddelde atomaire massa voor een bepaald element; In tegenstelling tot de tweede mist de eerste echter eenheid. Daarom is het dimensieloos. De gemiddelde atoommassa van beryllium is bijvoorbeeld 9,012182 u; terwijl zijn relatieve atomaire massa gewoon 9.012182 is.

Dat is de reden waarom deze concepten soms vaak verkeerd worden geïnterpreteerd als synoniemen, omdat ze erg op elkaar lijken en de verschillen ertussen subtiel zijn. Maar waar hebben deze massa's betrekking op? Ten opzichte van een twaalfde van de massa van ¹² C.

Een element met een relatieve atomaire massa van 77 betekent dus dat het een massa heeft die 77 keer groter is dan 1 / ^12e van ¹² C.

Degenen die naar de elementen in het periodiek systeem hebben gekeken, zullen zien dat hun massa relatief uitgedrukt is. Ze hebben geen eenheden van amu en worden geïnterpreteerd als: ijzer heeft een atoommassa van 55.846, wat betekent dat het 55.846 keer meer massa is dan de massa van 1/12 deel van ¹² C, en dat het ook kan worden uitgedrukt als 55.846 amu of 55,846 g / mol.

Hoe atomaire massa te berekenen

Wiskundig gezien werd een voorbeeld gegeven van hoe het te berekenen met het voorbeeld van element J. In algemene termen moeten we de gewogen gemiddelde formule toepassen, die zou zijn:

P = Σ (isotoop atomaire massa) (overvloed in decimalen)

Dat wil zeggen, met de atoommassa's (neutronen + protonen) van elke isotoop (normaal natuurlijk) voor een bepaald element, evenals hun respectieve aardse abundanties (of wat de regio ook beschouwt), kan het gewogen gemiddelde worden berekend.

En waarom niet alleen het rekenkundig gemiddelde? De gemiddelde atoommassa van J is bijvoorbeeld 87,2 amu. Als we deze massa opnieuw maar rekenkundig berekenen, hebben we:

Gemiddelde massa (J) = (88 amu + 86 amu + 90 amu) / 3

= 88 amu

Merk op dat er een belangrijk verschil is tussen 88 en 87,2. Dit komt doordat het rekenkundig gemiddelde ervan uitgaat dat de abundantie van alle isotopen hetzelfde is; Aangezien er drie isotopen van J zijn, zou elk een overvloed van 100/3 (33,33%) moeten hebben. Maar dit is in werkelijkheid niet het geval: er zijn veel meer isotopen dan andere.

Daarom wordt het gewogen gemiddelde berekend, aangezien het rekening houdt met hoe overvloedig de ene isotoop is ten opzichte van de andere.

Voorbeelden

Koolstof

Om de gemiddelde atoommassa van koolstof te berekenen, hebben we de natuurlijke isotopen met hun respectievelijke hoeveelheden nodig. In het geval van koolstof zijn dit: ¹² C (98,89%) en ¹³ C (1,11%). Hun relatieve atomaire massa is respectievelijk 12 en 13, die op hun beurt gelijk zijn aan 12 amu en 13 amu. Oplossen:

Gemiddelde atomaire massa (C) = (12 amu) (0.9889) + (13 amu) (0.0111)

= 12.0111 amu

Daarom is de massa van een koolstofatoom gemiddeld 12,01 amu. Aangezien er sporen van ¹⁴ C zijn, heeft het bijna geen invloed op dit gemiddelde.

Natrium

Alle terrestrische natriumatomen bestaan ​​uit de ²³ Na- isotoop , dus de overvloed is 100%. Daarom kan in gewone berekeningen worden aangenomen dat de massa gewoon 23 amu of 23 g / mol is. De exacte massa is echter 22,98976928 amu.

Zuurstof

De drie zuurstofisotopen met hun respectievelijke abundanties zijn: ¹⁶ O (99,762%), ¹⁷ O (0,038%) en ¹⁸ O (0,2%). We hebben alles om de gemiddelde atomaire massa te berekenen:

Gemiddelde atomaire massa (O) = (16 amu) (0.99762) + (17 amu) (0.00038) + (18 amu) (0.002)

= 16.00438 amu

Hoewel de gerapporteerde exacte massa eigenlijk 15.9994 amu is.

Stikstof

Als we dezelfde stappen herhalen met zuurstof, hebben we: ¹⁴ N (99,634%) en ¹⁵ N (0,366%). Zo:

Gemiddelde atomaire massa (N) = (14 amu) (0,99634) + (15 amu) (0,00366)

= 14.00366 amu

Merk op dat de gerapporteerde massa voor stikstof 14.0067 amu is, iets hoger dan wat we hebben berekend.

Chloor

De isotopen van chloor met hun respectievelijke hoeveelheden zijn: ³⁵ Cl (75,77%) en ³⁷ Cl (24,23%). Als we de gemiddelde atomaire massa berekenen, hebben we:

Gemiddelde atomaire massa (Cl) = (35 amu) (0,7577) + (37 amu) (0,2423)

= 35,4846 amu

Zeer vergelijkbaar met de gerapporteerde (35.453 amu).

Dysprosium

En tot slot wordt de gemiddelde massa van een element met veel natuurlijke isotopen berekend: dysprosium. Deze en hun respectieve hoeveelheden zijn: ¹⁵⁶ Dy (0,06%), ¹⁵⁸ Dy (0,10%), ¹⁶⁰ Dy (2,34%), ¹⁶¹ Dy (18,91%), ¹⁶² Dy (25,51 %) %), ¹⁶³ Dy (24,90%) en ¹⁶⁴ Dy (28,18%).

We gaan verder zoals in de vorige voorbeelden om de atomaire massa van dit metaal te berekenen:

Gemiddelde atomaire massa (Dy) = (156 amu) (0,0006%) + (158 amu) (0,0010) + (160 amu) (0,0234) + (161 amu) (0,1891) + (162 amu) (0.2551) + (163 amu) (0.2490) + (164 amu) (0.2818)

= 162.5691 amu

De gerapporteerde massa is 162.500 amu. Merk op dat dit gemiddelde tussen 162 en 163 ligt, aangezien de ¹⁵⁶ Dy-, ¹⁵⁸ Dy- en ¹⁶⁰ Dy- isotopen zeldzaam zijn; terwijl degenen die overheersen ¹⁶² Dy, ¹⁶³ Dy en ¹⁶⁴ Dy zijn.

Referenties

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemie (8e ed.). CENGAGE Leren.
2. Wikipedia. (2019). Atoom massa. Hersteld van: en.wikipedia.org
3. Christopher Masi. (sf). Atomaire massa. Hersteld van: wsc.mass.edu
4. Natalie Wolchover. (12 september 2017). Hoe weeg je een atoom? WordsSideKick.com. Hersteld van: livescience.com
5. Chemie LibreTexts. (05 juni 2019). Atomaire massa's berekenen. Hersteld van: chem.libretexts.orgs
6. Edward Wichers en H. Steffen Peiser. (15 december 2017). Atoomgewicht. Encyclopædia Britannica. Hersteld van: britannica.com