ATOOMGEWICHT: WAT HET IS, HOE HET WORDT BEREKEND EN VOORBEELDEN - CHEMIE - 2025

Het atoomgewicht is de gemiddelde massa van de atomen van een bepaald chemisch element. Het is bekend en wordt door elkaar gebruikt als atomaire massa, hoewel de betekenis van elk letterlijk anders is.

De term 'gewicht' in de natuurkunde impliceert de kracht die wordt uitgeoefend op een zwaartekrachtveld, uitgedrukt in eenheden van kracht zoals de newton. Sinds 1908 wordt echter de term atoomgewicht gebruikt, die tegenwoordig beter bekend staat als relatieve atoommassa; dat wil zeggen, ze zijn synoniem.

Bron: Pexels.

Atomen zijn zo klein, overvloedig en zelfs verschillend voor hetzelfde element, dat het geen gemakkelijke taak is om een ​​fysieke grootte zoals massa toe te kennen. Juist in de loop van de tijd is de keuze van de eenheid die het gewicht of de atomaire massa van een chemisch element vertegenwoordigt, gevarieerd.

Aanvankelijk werd de massa van het kleinste atoom, het waterstofatoom (H), gekozen als de atomaire massa-eenheid. Het werd later veranderd in de atomaire massa-eenheid van natuurlijke zuurstof 1/16, en daarna had zijn lichtere isotoop ¹⁶ O de voorkeur .

Sinds 1961, vanwege het grote belang van het koolstofatoom (C), werd ervoor gekozen om het atoomgewicht te verwijzen naar zijn isotoop C-12. Bovendien is het C-atoom het centrale of belangrijkste chemische element van organische chemie en biochemie.

Wat is het atoomgewicht?

Het atoomgewicht (AP) is het gemiddelde gewicht van de massa van de natuurlijke isotopen waaruit een chemisch element bestaat. De term verwijst naar de relatieve atomaire massa die de atomen van elk van de chemische elementen bezitten.

Zoals vermeld in het openingsgedeelte, wordt de term atoomgewicht traditioneel gebruikt, maar het is eigenlijk atoommassa. Sinds 1961, gebaseerd op het koolstof-12-atoom, werd de waarde van 12 aangenomen voor de schaal van relatieve atoomgewichten.

Maar wat is dan de atomaire massa? Het is de som van protonen en neutronen die het atoom heeft, de massa die door de elektronen wordt bijgedragen, is verwaarloosbaar. De atoommassa van waterstof (H) is bijvoorbeeld 1,00974 Da, en die van magnesium (Mg) is 24,3050 Da.

Bij vergelijking betekent dit dat Mg-atomen zwaarder zijn dan H-atomen: 24 keer nauwkeuriger. Wanneer de waarden van het gewicht of de atomaire massa van een chemisch element nodig zijn, kan dit worden verkregen door het periodiek systeem te raadplegen.

Eenheden

Een van de eerste eenheden van atoomgewicht, amu, werd uitgedrukt als 1/16 (0,0625) van het gewicht van een zuurstofatoom.

Deze eenheid veranderde met de ontdekking van het bestaan ​​van de natuurlijke isotopen van een element uit 1912; daarom konden isotopen niet langer worden genegeerd.

Momenteel is de standaardeenheid van atoommassa of dalton 1/12 van het atoomgewicht van de isotoop ¹² C. Dit is stabieler en overvloediger dan ¹³ C en ¹⁴ C.

Een gestandaardiseerde atomaire massa-eenheid is de massa van een nucleon (een proton of een neutron) en is gelijk aan 1 g / mol. Deze unificatie of standaardisatie werd uitgevoerd met een C-12-atoom waaraan 12 atomaire massa-eenheden zijn toegewezen.

En dus kan het relatieve atoomgewicht of de atoommassa momenteel worden uitgedrukt in gram per mol atomen.

Hoe wordt het atoomgewicht berekend?

Om het atoomgewicht te bepalen, moet eerst de atoommassa van de isotoop worden berekend, dit is de som van het aantal protonen en neutronen dat een bepaald atoom heeft.

Er wordt geen rekening gehouden met het aantal elektronen dat het heeft, omdat zijn massa verwaarloosbaar is in vergelijking met die van neutronen en protonen.

Hetzelfde wordt gedaan met elke isotoop van hetzelfde element. Als we hun natuurlijke overvloed kennen, wordt een gewogen gemiddelde atomaire massa van alle isotopen berekend door het product m ∙ A (m = atomaire massa, en A de overvloed gedeeld door 100) toe te voegen.

Stel dat u een cluster van ijzeratomen heeft waarvan 93% ⁵⁶ Fe is, terwijl 5% ⁵⁴ Fe is en de resterende 2% ⁵⁷ Fe. De atoommassa's zijn al gemarkeerd in de linkerbovenhoek van chemische symbolen. Berekenen dan:

56 (0,93) + 54 (0,05) + 57 (0,02) = 55,92 g / mol Fe-atomen

In dat cluster heeft ijzer een atoomgewicht van 55,92. Maar hoe zit het met de rest van de hele planeet Aarde of de rest van het heelal? In de cluster zijn er slechts drie isotopen, waarvan de abundanties veranderen als de aarde in aanmerking wordt genomen, waar meer isotopen beschikbaar zullen zijn en de berekeningen ingewikkelder worden.

Overwegingen

Om het atoomgewicht van de elementen vermeld in het periodiek systeem te berekenen, moet met het volgende rekening worden gehouden:

-De isotopen die in de natuur bestaan ​​van hetzelfde chemische element. Atomen van hetzelfde chemische element met een verschillend aantal neutronen zijn de isotopen van dat chemische element.

-In de monsters die van elke isotoop worden verkregen, wordt rekening gehouden met de atoommassa van elk van hen.

-De relatieve abundantie van elk van de isotopen voor een bepaald element in de monsters die in de natuur worden aangetroffen, is ook belangrijk.

-De waarde van het atoomgewicht van een enkel atoom alleen of aanwezig in een natuurlijk monster van het element kan worden gevonden. Of van een groep atomen in het geval van isotopen van hetzelfde element, die het standaard of gemiddelde atoomgewicht bepalen.

-Om het standaard atoomgewicht van chemische elementen te bepalen, werden een of meer isotopen van hetzelfde element overwogen.

-Er zijn enkele chemische elementen zoals Francium (Fr) die geen stabiele isotopen hebben en nog geen gestandaardiseerd atoomgewicht hebben.

Voorbeelden

Door het periodiek systeem van chemische elementen te raadplegen, kan het atoomgewicht van een chemisch element worden gevonden; dat wil zeggen, degenen die zijn berekend rekening houdend met alle stabiele isotopen (en daarom hebben ze meestal veel decimalen).

Daar wordt opgemerkt dat het atoomnummer van waterstof (H) gelijk is aan 1, gelijk aan het aantal protonen. Het atoomgewicht van H is het minste van alle elementen, met een waarde van 1,00794 u ± 0,00001 u.

Voor boor werd het atoomgewicht bepaald op basis van twee in de natuur verkregen isotopen en de waarde varieert van 10.806 tot 10.821.

Er is geen standaard atoomgewicht in het geval van niet-natuurlijke of synthetische elementen die geen isotopen in de natuur hebben; zoals het bovengenoemde geval van francium (Fr), polonium (Po), radon (Ra), naast andere chemische elementen.

In deze gevallen is het atoomgewicht beperkt tot de som van het aantal protonen en neutronen van dit element.

De atoomgewichtswaarde wordt tussen haakjes vermeld, wat betekent dat het geen gestandaardiseerd atoomgewicht is. Zelfs de waarde van het standaard atoomgewicht kan veranderen als er meer isotopen van een bepaald element worden ontdekt.

Referenties

1. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22 juni 2018). Atoomgewichtdefinitie. Hersteld van: thoughtco.com
2. Jimenez, V. en Macarulla, J. (1984). Fysiologische fysicochemie. (6 ^ta. Ed). Madrid: Interamericana
3. Whitten, K., Davis, R., Peck M. en Stanley, G. (2008). Chemie. (8 ^ava. Ed). CENGAGE Leren: Mexico.
4. Wikipedia. (2018). Standaard atoomgewicht. Hersteld van: en.wikipedia.org
5. Prof. N. De Leon. (sf). Atoomgewichten. Hersteld van: iun.edu