ATÓMOVÁ HMOTNOSŤ: DEFINÍCIA, TYPY, SPÔSOB VÝPOČTU, PRÍKLADY - CHÉMIA - 2026

Atómová hmotnosť je množstvo látky prítomné v atóme, ktorý môže byť vyjadrený v bežných fyzikálnych jednotkách alebo v jednotkách atómovej hmotnosti (UMA ú). Atóm je prázdny takmer v celej svojej štruktúre; elektróny, ktoré sú rozptýlené v oblastiach nazývaných orbitaly, kde existuje určitá pravdepodobnosť ich nájdenia, a ich jadro.

V jadre atómu sú protóny a neutróny; prvý s kladným nábojom, zatiaľ čo druhý s neutrálnym nábojom. Tieto dve subatomické častice majú omnoho väčšiu hmotnosť ako elektrón; preto je hmotnosť atómu riadená jeho jadrom a nie vákuom ani elektrónmi.

Hlavné subatomické častice a hmotnosť jadra. Zdroj: Gabriel Bolívar.

Hmotnosť elektrónu je približne 9,1 - 10 - ³¹ kg, zatiaľ čo hmotnosť protónu je 1,67 - 10 - ²⁷ kg, hmotnostný pomer je 1800; to znamená, že protón „váži“ 1 800 krát viac ako elektrón. To isté sa deje s hmotami neutrónov a elektrónov. Preto sa hromadný príspevok elektrónu na bežné účely považuje za zanedbateľný.

Z tohto dôvodu sa zvyčajne predpokladá, že hmotnosť atómu alebo atómovej hmotnosti závisí iba od hmotnosti jadra; ktoré sa zase skladajú zo súhrnu hmoty neutrónov a protónov. Z tohto zdôvodnenia vychádzajú dva pojmy: hmotnostné číslo a atómová hmotnosť, ktoré spolu úzko súvisia.

S toľkými „prázdnymi“ atómami a keďže ich hmotnosť je takmer výlučne funkciou jadra, dá sa očakávať, že jadro je mimoriadne husté.

Ak odstránime túto medzeru z ktoréhokoľvek tela alebo objektu, jej rozmery by sa drasticky znížili. Tiež, keby sme mohli postaviť malý objekt založený na atómových jadrách (bez elektrónov), potom by to malo hmotnosť miliónov ton.

Na druhej strane atómové hmoty pomáhajú rozlíšiť rôzne atómy toho istého prvku; Toto sú izotopy. Pretože existuje oveľa viac izotopov ako iné, musí sa odhadnúť priemerná hmotnosť atómov pre daný prvok; priemer, ktorý sa môže líšiť v závislosti od planéty na planéte alebo od jedného vesmírneho regiónu k druhému.

Definícia a pojem

Atómová hmota je podľa definície súčet hmotností jej protónov a neutrónov vyjadrených uma alebo u. Výsledné číslo (niekedy nazývané aj hmotnostné číslo) sa umiestni bez rozmerov do ľavého horného rohu v zápise používanom pre nuklidy. Napríklad pre prvok ¹⁵ X je jeho atómová hmotnosť 15uma alebo 15u.

Atómová hmotnosť nedokáže veľa povedať o skutočnej identite tohto prvku X. Namiesto toho sa používa atómové číslo, ktoré zodpovedá protónom v jadre X. Ak je toto číslo 7, potom rozdiel ( 15-7) sa bude rovnať 8; to znamená, že X má 7 protónov a 8 neutrónov, ktorých súčet je 15.

Po návrate k obrazu má jadro 5 neutrónov a 4 protóny, takže jeho hmotnostné číslo je 9; a na druhej strane, amu je hmotnosť jeho atómu. Tým, že máme 4 protóny a prezeráme periodickú tabuľku, je zrejmé, že toto jadro zodpovedá jadru prvku berylia, Be (alebo ⁹ Be).

Atómová hmotnostná jednotka

Atómy sú príliš malé na to, aby dokázali zmerať svoju hmotnosť konvenčnými metódami alebo bežnými váhami. Z tohto dôvodu bol vynájdený uma, uo Da (farba slepá). Tieto jednotky navrhnuté pre atómy vám umožňujú mať predstavu o tom, ako masívne sú atómy prvku vo vzťahu k sebe navzájom.

Čo presne však predstavuje uma? Musí existovať odkaz na nadviazanie masových vzťahov. Na tento účel sa ako referencia použil atóm ¹² C, ktorý je najhojnejším a najstabilnejším izotopom uhlíka. S 6 protónmi (atómové číslo Z) a 6 neutrónmi je atómová hmotnosť 12.

Predpokladá sa, že protóny a neutróny majú rovnaké hmotnosti, takže každý prispieva 1 amu. Atómová hmotnostná jednotka je potom definovaná ako jedna dvanástina (1/12) hmotnosti atómu uhlíka-12; toto je množstvo protónu alebo neutrónu.

Rovnocennosť v gramoch

A teraz vyvstáva nasledujúca otázka: Koľko gramov sa rovná 1 amu? Pretože spočiatku neexistovali dostatočne pokročilé techniky na jej meranie, chemici sa museli uspokojiť s vyjadrením všetkých hmôt pomocou amu; bola to však výhoda a nie nevýhoda.

Prečo? Pretože subatomické častice sú také malé, ich hmotnosť vyjadrená v gramoch musí byť rovnako malá. V skutočnosti sa 1 amu rovná 1 6605 · 10 ^-24 gramov. Ďalej, s použitím koncepcie móla, nebol problém spracovať masy prvkov a ich izotopov s vedomím, že takéto jednotky by sa mohli modifikovať na g / mól.

Napríklad, po návrate k ¹⁵ X a ⁹ Be máme, že ich atómové hmotnosti sú 15 amu resp. 9 amu. Pretože tieto jednotky sú také malé a priamo nehovoria, koľko musí človek „vážiť“, aby sa s nimi mohlo manipulovať, transformujú sa na svoje príslušné molárne hmotnosti: 15 g / mol a 9 g / mol (predstavujúce pojmy moly a Avogadrovo číslo).

Priemerná atómová hmotnosť

Nie všetky atómy toho istého prvku majú rovnakú hmotnosť. To znamená, že v jadre musia mať viac subatomárnych častíc. Atómový počet alebo počet protónov musia zostať konštantné, pretože sú to rovnaké prvky; preto existuje iba rozdiel v množstve neutrónov, ktoré majú.

Takto to vyzerá z definície izotopov: atómy toho istého prvku, ale s rôznymi atómovými hmotnosťami. Napríklad berýlium takmer úplne pozostáva z izotopu ⁹ Be so stopovými množstvami ¹⁰ Be. Tento príklad však nie je veľmi užitočný na pochopenie koncepcie priemernej atómovej hmotnosti; Potrebujeme jeden s viacerými izotopmi.

príklad

Predpokladajme, že prvok ⁸⁸ J existuje , čo je hlavný izotop J s početnosťou 60%. J má tiež dva ďalšie izotopy: ⁸⁶ J s výskytom 20% a ⁹⁰ J s výskytom tiež 20%. To znamená, že zo 100 J atómov, ktoré zhromažďujeme na Zemi, je 60 z nich ⁸⁸ J a zvyšných 40 predstavuje zmes ⁸⁶ J a ⁹⁰ J.

Každý z troch izotopov J má svoju vlastnú atómovú hmotnosť; to znamená ich súčet neutrónov a protónov. Tieto hmotnosti sa však musia spriemerovať, aby bola k dispozícii atómová hmotnosť pre J; tu na Zemi, pretože môžu existovať aj iné oblasti vesmíru, kde je množstvo ⁸⁶ J a 56% a nie 60%.

Na výpočet priemernej atómovej hmotnosti J sa musí získať vážený priemer hmotnosti jeho izotopov; to znamená, berúc do úvahy percento hojnosti pre každú z nich. Máme teda:

Priemerná hmotnosť (J) = (86 amu) (0,60) + (88 amu) (0,20) + (90 amu) (0,20)

= 87,2 amu

To znamená, že priemerná atómová hmotnosť (tiež známa ako atómová hmotnosť) J je 87,2 amu. Medzitým je jeho molárna hmotnosť 87,2 g / mol. Všimnite si, že 87.2 je bližšie k 88 ako k 86 a je tiež vzdialený od 90.

Absolútna atómová hmotnosť

Absolútna atómová hmotnosť je atómová hmotnosť vyjadrená v gramoch. Vychádzajúc z príkladu hypotetického prvku J môžeme vypočítať jeho absolútnu atómovú hmotnosť (priemernú) s vedomím, že každý amu je ekvivalentný 1 6605 · 10 - ²⁴ gramov:

Absolútna atómová hmotnosť (J) = 87,2 amu * (1 6605 10 - ²⁴ g / amu)

= 1,447956,10 ^-22 g / J atóm

To znamená, že atómy J majú v priemere absolútnu hmotnosť 1,447956,10 ^-22 g.

Relatívna atómová hmotnosť

Relatívna atómová hmotnosť je numericky identická s priemernou atómovou hmotnosťou daného prvku; Na rozdiel od druhého však prvému chýba jednota. Preto je bezrozmerný. Napríklad priemerná atómová hmotnosť berýlia je 9,012182 u; zatiaľ čo jeho relatívna atómová hmotnosť je jednoducho 9,012182.

Preto sú tieto pojmy niekedy nesprávne interpretované ako synonymá, pretože sú veľmi podobné a rozdiely medzi nimi sú jemné. Ale k čomu sú tieto masy relatívne? Vo vzťahu k jednej dvanástine hmotnosti ¹² ° C.

Prvok s relatívnou atómovou hmotnosťou 77 znamená, že má hmotnosť 77-krát väčšiu ako ^1/12 z ¹² ° C.

Tí, ktorí sa pozreli na prvky v periodickej tabuľke, uvidia, že ich masy sú relatívne vyjadrené. Nemajú jednotky amu a interpretujú sa ako: železo má atómovú hmotnosť 55 846, čo znamená, že je 55 846 krát hmotnejšie ako hmotnosť 1/12 časti ¹² C a môže sa vyjadriť aj ako 55 846 amu alebo 55,846 g / mol.

Ako vypočítať atómovú hmotnosť

Matematicky bol uvedený príklad, ako ho vypočítať pomocou príkladu J. Vo všeobecnosti musíme použiť vzorec váženého priemeru, ktorý by bol:

P = Σ (atómová hmotnosť izotopu) (počet v desatinných miestach)

To znamená, že keď máme atómové hmotnosti (neutróny + protóny) každého izotopu (normálne prírodného) pre daný prvok, ako aj ich príslušné suchozemské množstvo (alebo čokoľvek, čo je v uvažovanej oblasti), potom je možné vypočítať uvedený vážený priemer.

A prečo nielen aritmetický priemer? Napríklad priemerná atómová hmotnosť J je 87,2 amu. Ak znova spočítame túto hmotnosť, ale aritmeticky, budeme mať:

Priemerná hmotnosť (J) = (88 amu + 86 amu + 90 amu) / 3

= 88 amu

Všimnite si, že medzi 88 a 87.2 je dôležitý rozdiel. Je to preto, lebo aritmetický priemer predpokladá, že početnosť všetkých izotopov je rovnaká; Pretože existujú tri izotopy J, každý by mal mať hojnosť 100/3 (33,33%). V skutočnosti tomu tak však nie je: existuje oveľa viac izotopov ako v iných.

Preto sa počíta vážený priemer, pretože zohľadňuje, aký vysoký je jeden izotop oproti druhému.

Príklady

uhlík

Na výpočet priemernej atómovej hmotnosti uhlíka potrebujeme jeho prirodzené izotopy s ich príslušnými množstvami. V prípade uhlíka ide o: ¹² ° C (98,89%) a ¹³ ° C (1,11%). Ich relatívne atómové hmotnosti sú 12, respektíve 13, čo sa rovná 12 amu a 13 amu. riešenie:

Priemerná atómová hmotnosť (C) = (12 amu) (0,9889) + (13 amu) (0,0111)

= 12,0111 amu

Preto je hmotnosť atómu uhlíka v priemere 12,01 amu. Pretože existujú stopové množstvá ¹⁴ ° C, nemá takmer žiadny vplyv na tento priemer.

sodík

Všetky suchozemské atómy sodíka pozostávajú z izotopu ²³ Na, takže jeho množstvo je 100%. Preto sa pri bežných výpočtoch dá predpokladať, že jeho hmotnosť je jednoducho 23 amu alebo 23 g / mol. Jeho presná hmotnosť je však 22,98976928 amu.

kyslík

Tri izotopy kyslíka s ich príslušnými množstvami sú: ¹⁶ 0 (99,762%), ¹⁷ O (0,038%) a ¹⁸ O (0,2%). Na výpočet priemernej atómovej hmotnosti máme všetko:

Priemerná atómová hmotnosť (O) = (16 amu) (0,99762) + (17 amu) (0,00038) + (18 amu) (0,002)

= 16,00438 amu

Aj keď jeho uvádzaná presná hmotnosť je v skutočnosti 15,9994 amu.

dusík

Rovnaké kroky s kyslíkom sme opakovali : ¹⁴ N (99,634%) a ¹⁵ N (0,366%). takže:

Priemerná atómová hmotnosť (N) = (14 amu) (0,99634) + (15 amu) (0,00366)

= 14,00366 amu

Uvedená hmotnosť dusíka je 14,0067 amu, čo je o niečo vyššia hodnota, ako sme vypočítali.

chlór

Izotopy chlóru s príslušnými hojnosti sú: ³⁵ Cl (75,77%) a ³⁷ Cl (24,23%). Pri výpočte jeho priemernej atómovej hmotnosti máme:

Priemerná atómová hmotnosť (Cl) = (35 amu) (0,7577) + (37 amu) (0,2423)

= 35,4846 amu

Veľmi podobné hlásenému (35 453 amu).

kovový prvok

A nakoniec sa vypočíta priemerná hmotnosť prvku s mnohými prírodnými izotopmi: dysprosium. Tieto a ich príslušné množstvá sú: ¹⁵⁶ dy (0,06%), ¹⁵⁸ dy (0,10%), ¹⁶⁰ dy (2,34%), ¹⁶¹ dy (18,91%), ¹⁶² dy (25,51) %), ¹⁶³ Dy (24,90%) a ¹⁶⁴ Dy (28,18%).

Postupujeme ako v predchádzajúcich príkladoch pre výpočet atómovej hmotnosti tohto kovu:

Priemerná atómová hmotnosť (Dy) = (156 amu) (0,0006%) + (158 amu) (0,0010) + (160 amu) (0,0234) + (161 amu) (0,1989) + (162) amu) (0,2555) + (163 amu) (0,2490) + (164 amu) (0,2818)

= 162,5691 amu

Uvádzaná hmotnosť je 162 500 amu. Uvedomte si, že tento priemer je medzi 162 a 163, pretože izotopy ¹⁵⁶ Dy, ¹⁵⁸ Dy a ¹⁶⁰ Dy sú početné; zatiaľ čo tie, ktoré prevládajú, sú ¹⁶² Dy, ¹⁶³ Dy a ¹⁶⁴ Dy.

Referencie

1. Whitten, Davis, Peck a Stanley. (2008). chémia (8. vydanie). CENGAGE Learning.
2. Wikipedia. (2019). Atómová hmota. Obnovené z: en.wikipedia.org
3. Christopher Masi. (SF). Atómová hmota Získaná z: wsc.mass.edu
4. Natalie Wolchover. (12. september 2017). Ako vážite atóm? Live Science. Získané z: livescience.com
5. Chémia LibreTexts. (5. júna 2019). Výpočet atómových hmôt. Získané z: chem.libretexts.orgs
6. Edward Wichers a H. Steffen Peiser. (15. decembra 2017). Atómová hmotnosť. Encyclopædia Britannica. Získané z: britannica.com