Atommasse: Definition, enheder og hvordan man beregner

Alt, hvad du interagerer med dagligt, består i sidste ende af atomer. Et 200 ml glas vand indeholder for eksempel ca. 6,7 × 10²⁴ molekyler, og da antallet af atomer i hvert molekyle er tre, er der i alt ca. 2 × 10²⁵ atomer i bare det ene glas. Det er 20 millioner milliarder milliarder - et tal så stort, at du ikke engang rigtig kan forestille dig det - og det er bare i et ret lille glas vand. At forstå disse små bestanddele af stof er et afgørende skridt til at forstå de makroskopiske egenskaber, vi er fortrolige med i det daglige.

Men hvordan kan du endda beregne noget som antallet af atomer i et glas vand? Tricket i dette specifikke tilfælde var at brugeMolar massevand og det kendte antal atomer i en mol af ethvert stof. Men molær masse afhænger igen afatommasseenhed, hvilket er helt afgørende at forstå for enhver studerende i fysik eller kemi. Heldigvis er dette virkelig en forenkling af den aktuelle masse af et atom af ethvert stof, som i det væsentlige fortæller dig den relative masse sammenlignet med en enkelt neutron eller proton.

Atomer har tre hovedkomponenter: protoner, neutroner og elektroner. Protonerne og neutronerne findes inde i kernen, hvilket er et kompakt arrangement af stof, der sidder i centrum af atomet, og elektronerne eksisterer som en "fuzzy sky" omkring ydersiden af ​​det. Der er en enorm mængde plads mellem kernen og endda den nærmeste elektron. Kernen har en positiv ladning, fordi protonerne er positivt ladede, og neutronerne er neutrale, mens skyen af ​​elektroner bærer en negativ ladning, der afbalancerer den fra neutronen.

Kernen indeholder hovedparten af ​​atomets masse, fordi neutronerne og protonerne er meget, meget tungere end elektroner. Faktisk er enten protoner eller neutroner omkring 1.800 gange større end elektroner, så meget større end i i mange tilfælde kan du sikkert forsømme massen af ​​en elektron, når du tænker mere på atommasse generelt.

Det periodiske system viser alle elementerne (dvs. atomtyper), der findes i naturen, begyndende med det enkleste, som er hydrogenatomet. DetAtom nummeraf et atom (givet symboletZ) fortæller dig, hvor mange protoner atomet for elementet har i sin kerne, og det er det øverste tal på den relevante blok i det periodiske system. Fordi dette bærer den positive ladning og antallet af elektroner (som er et vigtigt stykke information, når du er at tænke på atombinding) skal være lig med dette til den overordnede elektriske neutralitet, dette tal karakteriserer virkelig element.

Der kan være forskelligeisotoperaf det samme element, der imidlertid har det samme antal protoner (og med rimelighed kan betragtes som det samme element), men et andet antal neutroner. Disse kan måske ikke være stabile, hvilket er et interessant emne alene, men det vigtige at bemærke for nu er, at forskellige isotoper har forskellige masser, men de samme samlede egenskaber i de fleste andre måder.

Selvom atomer i deres almindelige form er elektrisk neutrale, er nogle atomer tilbøjelige til at vinde eller miste elektroner, hvilket kan give dem en elektrisk nettoladning. Atomer, der har gennemgået en af ​​disse processer kaldes ioner.

Atommassen defineres generelt i form af atommasseenheder (amu). Den officielle definition er, at 1 amu er 1/12 af massen af ​​et carbon-12-atom. Her er carbon-12 standardmetoden til at sige “isotopen af ​​kulstof med seks protoner og seks neutroner, ”så i sidste ende kan du tænke på en atommasseenhed som massen af ​​enten en proton eller en neutron. Så på en måde er atommassetallet antallet af protoner og neutroner i kernen, og det betyder, at det ikke er det samme som atomnummeret,Z​.

Det er vigtigt at bemærke, at af grundene, der er forklaret i sidste afsnit, bliver massen af ​​elektronerne i atomen forsømt, når du taler om atommasse i de fleste situationer. En anden interessant bemærkning er, at massen af ​​et atom faktisk er lidt mindre end massen af ​​alle komponenter tilsammen på grund af den "bindende energi", det tager at holde kernen sammen. Dette er dog en anden komplikation, som du ikke rigtig behøver at overveje i de fleste situationer.

Det lavere tal på elementets blok i det periodiske system er den gennemsnitlige atommasse, som også er forskellig fra massen udtrykt i atommasseenheder. Dette er i det væsentlige et vægtet gennemsnit af masserne af forskellige isotoper af et element, der tegner sig for deres relative overflod på jorden. Så på en måde er dette det mest nøjagtige "overordnede" mål for elementets masse, men i praksis vil atommassen for en bestemt isotop være et helt antal i atommasseenheder. På enklere periodiske tabeller er dette "atommassetal" (EN) anvendes i stedet for den gennemsnitlige atommasse.

Detmolekylær masse(eller for at bruge et mindre nøjagtigt, men også almindeligt udtryk, "molekylvægt") er massen af ​​et molekyle af et stof i atommasseenheder. Det er virkelig simpelt at udarbejde dette: Du finder den kemiske formel for det pågældende stof og tilsætter derefter atommasserne i de indbyggede atomer. For eksempel er metan sammensat af et carbonatom og fire hydrogenatomer, og det har massen af ​​disse komponenter kombineret. Et carbon-12-atom har en atommasse på 12, og hvert hydrogenatom har en atommasse på 1, så den samlede molekylvægt af et methanmolekyle er 16 amu.

Den molære masse af et stof er massen af ​​et mol af stoffet. Dette er baseret på Avogadros nummer, som fortæller dig antallet af atomer eller molekyler i en mol af et stof og definitionen af ​​et mol. En mol er mængden af ​​et stof, der gør dets masse i gram det samme som dets atommassetal. Så for carbon-12 har en mol f.eks. En masse på 12 g.

Avogadros nummer er 6.022 × 10²³og så indeholder 12 g carbon-12 så mange atomer, og ligeledes indeholder 4 g helium også så mange atomer. Det er vigtigt at huske, at hvis det pågældende stof er et molekyle (dvs. noget sammensat af mere end et atom), fortæller Avogadros nummer dig antallet afmolekylersnarere end antallet af atomer.

Dette giver dig alt hvad du behøver at vide for at gennemgå et eksempel som glasset i indledningen. Glasset indeholdt 200 ml, hvilket svarer til 200 g målt i masse og et vandmolekyle (kemisk formel H₂O) har to hydrogenatomer og et iltatom med en molekylvægt på 18 amu og en molær masse på 18 g. Så for at finde antallet af atomer dividerer du simpelthen massen med massen af ​​en mol for at finde antallet af mol, og gang derefter med Avogadros nummer for at finde antallet af molekyler. Endelig bemærker du, at hvert molekyle har tre atomer, ganger du med tre for at finde antallet af individuelle atomer.

At arbejde igennem flere eksempler kan hjælpe dig med at forstå nøglebegreberne om atommasse. Det enkleste eksempel er at udarbejde massen af ​​et simpelt element som carbon-12. Processen er virkelig ligetil, hvis du kun tænker på amu, men du kan også konvertere amu til kg ret let for at få en mere standardiseret måling af massen af ​​kulstof.

Du skal være i stand til at beregne massen af ​​et atom af kul i amu baseret på det, du allerede har lært af artiklen, og bemærke, at der er seks protoner og seks neutroner i hvert atom. Så hvad er massen af ​​et kulstofatom i amu? Selvfølgelig er det 12 amu. Du tilføjer de seks protoner til de seks neutroner og finder svaret, da begge typer partikler har en masse på 1 amu.

Konvertering af amu til kg er også ret simpelt fra dette punkt: 1 amu = 1,66 × 10⁻²⁷ kg, så

Dette er envirkeliglille masse (og det er derfor, atommassen normalt måles i amu i stedet for), men det er værd at bemærke, at en elektronmasse er ca. 9 × 10⁻³¹, så det er klart, at selv tilføjelse af alle 12 elektroner til massen af ​​kulstofatomet ikke ville have gjort en bemærkelsesværdig forskel.

Molekylvægt er lidt mere kompliceret end bare at udarbejde massen af ​​et atom, men alt hvad du skal gør er at se på den kemiske formel for molekylet og kombinere masserne af de enkelte atomer for at finde Total. Prøv for eksempel at beregne massen af ​​benzen, som har den kemiske formel: C₆H₆og bemærker, at de er carbon-12-atomer, og at det er den almindelige isotop af hydrogen snarere end deuterium eller tritium.

Nøglen er at bemærke, at du har seks atomer carbon-12 og seks hydrogen, så molekylets masse er:

Processen med at finde molekylvægten kan blive lidt mere kompliceret for større molekyler, men den følger altid den samme proces.

At finde den gennemsnitlige atommasse af et element indebærer at overveje både atommassenogden relative overflod af den specifikke isotop på jorden. Kulstof er et godt eksempel på dette, fordi 98,9 procent af alt kulstof på Jorden er kulstof-12, hvor 1,1 procent er kulstof-13 og enmegeten lille procentdel er kulstof-14, som sikkert kan overses.

Processen til at udarbejde dette er faktisk ret ligetil: Multiplicer isotopens andel med isotopens masse i amu, og tilføj derefter de to sammen. Carbon-12 er den mest almindelige isotop af kulstof, så du forventer, at resultatet bliver meget tæt på 12 amu. Husk at konvertere procenterne til decimaler (divider dem med 100) inden beregning, og du kommer ud med det rigtige svar:

Dette resultat er nøjagtigt hvad du finder på et periodisk system, der viser den gennemsnitlige atommasse i stedet for massen af ​​den mest almindelige isotop.