ATOMOVÁ HMOTNOST: DEFINICE, TYPY, ZPŮSOB VÝPOČTU, PŘÍKLADY - CHEMIE - 2025

Atomová hmotnost je množství látky přítomné v atomu, který může být vyjádřen v běžných fyzikálních jednotkách nebo v jednotkách atomové hmotnosti (UMA ou). Atom je prázdný téměř ve všech svých strukturách; elektrony, které jsou rozptýleny v oblastech zvaných orbitaly, kde je určitá pravděpodobnost jejich nalezení, a jejich jádra.

V jádru atomu jsou protony a neutrony; první s kladným nábojem, zatímco druhý s neutrálním nábojem. Tyto dvě subatomické částice mají mnohem větší hmotnost než elektron; proto je hmotnost atomu řízena jeho jádrem a ne vakuem ani elektrony.

Hlavní subatomické částice a hmotnost jádra. Zdroj: Gabriel Bolívar.

Hmotnost elektronu je přibližně 9,1 ^- 10 ^{- 31} kg, zatímco hmotnost protonu 1,67 - 10 - ²⁷ kg, hmotnostní poměr je 1800; to znamená, že proton „váží“ 1800krát více než elektron. Totéž se děje s hmotami neutronů a elektronů. Proto je hromadný příspěvek elektronu pro běžné účely považován za zanedbatelný.

Z tohoto důvodu se obvykle předpokládá, že hmotnost atomu nebo atomové hmotnosti závisí pouze na hmotnosti jádra; který se zase skládá ze souhrnu hmoty neutronů a protonů. Z tohoto zdůvodnění vycházejí dva pojmy: hmotnostní číslo a atomová hmotnost, které spolu úzce souvisejí.

S tolika „prázdnými“ atomy a protože jejich hmotnost je téměř zcela funkcí jádra, lze očekávat, že druhé jádro je mimořádně husté.

Pokud odstraníme uvedenou prázdnotu z jakéhokoli těla nebo předmětu, její rozměry by se drasticky zmenšily. Také, pokud bychom mohli postavit malý objekt založený na atomových jádrech (bez elektronů), pak by to mělo hmotnost milionů tun.

Na druhé straně atomové hmoty pomáhají rozlišovat různé atomy stejného prvku; To jsou izotopy. Protože existuje více hojných izotopů než jiných, musí být pro daný prvek odhadnut průměr hmot atomů; průměr, který se může lišit od planety k planetě nebo od jedné vesmírné oblasti k druhé.

Definice a koncepce

Podle definice je atomová hmotnost součtem hmot protonů a neutronů vyjádřených uma nebo u. Výsledné číslo (také někdy nazývané číslo hmoty) je umístěno bezrozměrné v levém horním rohu v notaci používané pro nuklidy. Například pro prvek ¹⁵ X je jeho atomová hmotnost 15uma nebo 15u.

Atomová hmota nemůže říci mnoho o skutečné identitě tohoto prvku X. Místo toho se používá atomové číslo, které odpovídá protonům v jádru X. Pokud je toto číslo 7, pak rozdíl (15-7) se bude rovnat 8; to znamená, že X má 7 protonů a 8 neutronů, jejichž součet je 15.

Vrátíme-li se k obrazu, má jádro 5 neutronů a 4 protony, takže jeho hmotnostní číslo je 9; a zase 9 amu je hmotnost jeho atomu. Mít 4 protony a prohlížet si periodickou tabulku, to může být viděno, že toto jádro odpovídá jádru elementu beryllium, Be (nebo ⁹ Be).

Atomová hmotnostní jednotka

Atomy jsou příliš malé na to, aby dokázaly měřit své hmotnosti konvenčními metodami nebo běžnými rovnováhami. Z tohoto důvodu byl vynalezen uma, uo Da (barva slepá). Tyto jednotky navržené pro atomy vám umožňují mít představu o tom, jak masivní jsou atomy prvku ve vztahu k sobě navzájem.

Ale co přesně představuje uma? Musí existovat odkaz na navázání masových vztahů. Za tímto účelem se ¹² C atom byl použit jako reference, která je nejhojnější a stabilní izotop pro uhlík. Jelikož má 6 protonů (atomové číslo Z) a 6 neutronů, je jeho atomová hmotnost 12.

Předpokládá se, že protony a neutrony mají stejné hmotnosti, takže každý přispívá 1 amu. Atomová hmotnostní jednotka je potom definována jako jedna dvanáctina (1/12) hmotnosti atomu uhlíku-12; toto je hmotnost protonu nebo neutronu.

Rovnocennost v gramech

A nyní vyvstává následující otázka: Kolik gramů se 1 amu rovná? Protože zpočátku neexistovaly dostatečně pokročilé techniky pro jeho měření, chemici se museli spokojit s vyjádřením všech hmot pomocí amu; to však byla výhoda a nikoli nevýhoda.

Proč? Protože subatomické částice jsou tak malé, jejich hmotnost vyjádřená v gramech musí být stejně malá. Ve skutečnosti 1 amu se rovná 1 6605 · 10 ^-24 gramů. Dále, s použitím konceptu krtka, nebyl problém zpracovat masy prvků a jejich izotopů s vědomím, že takové jednotky mohou být modifikovány na g / mol.

Například, vraťme se k ¹⁵ X a ⁹ Be, máme, že jejich atomové hmotnosti jsou 15 amu, respektive 9 amu. Protože tyto jednotky jsou tak malé a přímo neříkají, kolik hmoty je třeba „zvážit“, aby se s nimi dalo manipulovat, transformují se na své příslušné molární hmotnosti: 15 g / mol a 9 g / mol (představující koncepce molů a Avogadrovo číslo).

Průměrná atomová hmotnost

Ne všechny atomy stejného prvku mají stejnou hmotnost. To znamená, že v jádru musí mít více subatomových částic. Jelikož je stejný prvek, musí atomové číslo nebo počet protonů zůstat konstantní; proto existuje pouze změna množství neutronů, které vlastní.

Takto to vypadá z definice izotopů: atomů stejného prvku, ale s různými atomovými hmotami. Například berylium téměř zcela sestává z izotopu ⁹ Be, se stopovým množstvím ¹⁰ Be. Tento příklad však není příliš nápomocný při pochopení pojmu průměrné atomové hmotnosti; potřebujeme jeden s více izotopy.

Příklad

Předpokládejme, že prvek ⁸⁸ J existuje, což je hlavní izotop J s hojností 60%. J má také dva další izotopy: ⁸⁶ J, s hojností 20%, a ⁹⁰ J, s hojností také 20%. To znamená, že ze 100 J atomů, které shromažďujeme na Zemi, je 60 z nich ⁸⁸ J a zbývajících 40 směsí ⁸⁶ J a ⁹⁰ J.

Každý ze tří izotopů J má svou vlastní atomovou hmotnost; to znamená, jejich součet neutronů a protonů. Tyto hmotnosti však musí být zprůměrovány, aby byla po ruce atomová hmotnost pro J; tady na Zemi, protože mohou existovat další oblasti vesmíru, kde hojnost ⁸⁶ J je 56% a ne 60%.

K výpočtu průměrné atomové hmotnosti J je třeba získat vážený průměr hmot jeho izotopů; to znamená s ohledem na procento hojnosti pro každou z nich. Máme tedy:

Průměrná hmotnost (J) = (86 amu) (0,60) + (88 amu) (0,20) + (90 amu) (0,20)

= 87,2 amu

To znamená, že průměrná atomová hmotnost (také známá jako atomová hmotnost) J je 87,2 amu. Mezitím je jeho molární hmotnost 87,2 g / mol. Všimněte si, že 87.2 je blíže 88 než 86 a je také vzdálena od 90.

Absolutní atomová hmotnost

Absolutní atomová hmotnost je atomová hmotnost vyjádřená v gramech. Počínaje příkladem hypotetického prvku J můžeme vypočítat jeho absolutní atomovou hmotnost (to je průměr) s vědomím, že každý amu je ekvivalentní 1.6605 · 10 ^-24 gramů:

Absolutní atomová hmotnost (J) = 87,2 amu * (1,6605,10 ^-24 g / amu)

= 1,447956 · 10 ^-22 g / J atom

To znamená, že atomy J mají v průměru absolutní hmotnost 1,447956,10 ^-22 g.

Relativní atomová hmotnost

Relativní atomová hmotnost je numericky identická s průměrnou atomovou hmotností daného prvku; Na rozdíl od druhého však první chybí jednota. Proto je bezrozměrný. Například průměrná atomová hmotnost berylia je 9,012182 u; zatímco jeho relativní atomová hmotnost je jednoduše 9,012182.

Proto jsou někdy tyto pojmy často nesprávně interpretovány jako synonyma, protože jsou velmi podobné a rozdíly mezi nimi jsou jemné. Ale k čemu jsou tyto masy relativní? Relativní k jedné dvanáctině hmotnosti ¹² C.

Prvek s relativní atomovou hmotností 77 tedy znamená, že má hmotnost 77krát větší než ^1/12 z ¹² ° C.

Ti, kteří se podívali na prvky periodické tabulky, uvidí, že jejich masy jsou relativně vyjádřeny. Nemají jednotky amu a interpretují se jako: železo má atomovou hmotnost 55,846, což znamená, že je 55,846krát větší než hmotnost 1/12 části ¹² C, a že může být také vyjádřeno jako 55,846 amu nebo 55,846 g / mol.

Jak vypočítat atomovou hmotnost

Matematicky byl uveden příklad, jak jej vypočítat, s příkladem prvku J. Obecně se musí použít vážený průměr vzorce, který by byl:

P = Σ (atomová hmotnost izotopu) (hojnost v desetinách)

To znamená, že s atomovými hmotami (neutrony + protony) každého izotopu (obvykle přírodního) pro daný prvek, jakož i jejich příslušnými suchozemskými hojnostmi (nebo bez ohledu na uvažovanou oblast), lze uvedený vážený průměr vypočítat.

A proč nejen aritmetický průměr? Například průměrná atomová hmotnost J je 87,2 amu. Pokud tuto hmotnost znovu spočítáme, ale aritmeticky budeme mít:

Průměrná hmotnost (J) = (88 amu + 86 amu + 90 amu) / 3

= 88 amu

Všimněte si, že existuje významný rozdíl mezi 88 a 87.2. Je to proto, že aritmetický průměr předpokládá, že hojnost všech izotopů je stejná; Protože existují tři izotopy J, každý by měl mít hojnost 100/3 (33,33%). Ve skutečnosti tomu tak ale není: existuje mnohem více izotopů než jiných.

Proto se vypočítává vážený průměr, protože bere v úvahu, jak hojný je jeden izotop vůči druhému.

Příklady

Uhlík

K výpočtu průměrné atomové hmotnosti uhlíku potřebujeme jeho přirozené izotopy s příslušným množstvím. V případě uhlíku jde o: ¹² ° C (98,89%) a ¹³ ° C (1,11%). Jejich relativní atomové hmotnosti jsou 12, respektive 13, což se rovná 12 amu a 13 amu. Řešení:

Průměrná atomová hmotnost (C) = (12 amu) (0,9889) + (13 amu) (0,0111)

= 12,0111 amu

Hmotnost atomu uhlíku je proto v průměru 12,01 amu. Protože existují stopová množství ¹⁴ C, nemá na tento průměr téměř žádný vliv.

Sodík

Všechny pozemské atomy sodíku se skládají z ²³ izotopů Na, takže jeho hojnost je 100%. Proto lze v běžných výpočtech předpokládat, že jeho hmotnost bude jednoduše 23 amu nebo 23 g / mol. Jeho přesná hmotnost je však 22,98976928 amu.

Kyslík

Tři izotopy kyslíku s příslušným množstvím jsou: ¹⁶ 0 (99,762%), ¹⁷ O (0,038%) a ¹⁸ O (0,2%). Pro výpočet průměrné atomové hmotnosti máme vše:

Průměrná atomová hmotnost (O) = (16 amu) (0,99762) + (17 amu) (0,00038) + (18 amu) (0,002)

= 16,00438 amu

Přestože jeho hlášená přesná hmotnost je ve skutečnosti 15,9994 amu.

Dusík

Opakováním stejných kroků s kyslíkem máme: ¹⁴ N (99,634%) a ¹⁵ N (0,366%). Tak:

Průměrná atomová hmotnost (N) = (14 amu) (0,99634) + (15 amu) (0,00366)

= 14,00366 amu

Všimněte si, že hlášená hmotnost pro dusík je 14,0067 amu, o něco vyšší, než jsme vypočítali.

Chlór

Izotopy chloru s příslušnými hojnosti jsou: ³⁵ Cl (75,77%) a ³⁷ Cl (24,23%). Při výpočtu jeho průměrné atomové hmotnosti máme:

Průměrná atomová hmotnost (Cl) = (35 amu) (0,7577) + (37 amu) (0,2423)

= 35,4846 amu

Velmi podobné tomu, který je uveden (35 453 amu).

Dysprosium

Nakonec se vypočte průměrná hmotnost prvku s mnoha přírodními izotopy: dysprosium. Jedná se o tyto četnosti: 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 jako v předchozích příkladech pro výpočet atomové hmotnosti tohoto kovu:

Průměrná atomová hmotnost (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

Hlášená hmotnost je 162 500 amu. Všimněte si, že tento průměr je mezi 162 a 163, protože izotopů ¹⁵⁶ Dy, ¹⁵⁸ Dy a ¹⁶⁰ Dy je málo; zatímco ty, které převládají, jsou ¹⁶² Dy, ¹⁶³ Dy a ¹⁶⁴ Dy.

Reference

1. Whitten, Davis, Peck a Stanley. (2008). Chemie (8. ed.). CENGAGE Učení.
2. Wikipedia. (2019). Atomová hmotnost. Obnoveno z: en.wikipedia.org
3. Christopher Masi. (sf). Atomová hmota Získáno z: wsc.mass.edu
4. Natalie Wolchoverová. (12. září 2017). Jak vážíte atom? Živá věda. Obnoveno z: livescience.com
5. Chemistry LibreTexts. (5. června 2019). Výpočet atomových hmot. Obnoveno z: chem.libretexts.orgs
6. Edward Wichers a H. Steffen Peiser. (15. prosince 2017). Atomová hmotnost. Encyclopædia Britannica. Obnoveno z: britannica.com