Ατομική μάζα: Ορισμός, μονάδες και τρόπος υπολογισμού

Όλα όσα αλληλεπιδράτε σε καθημερινή βάση αποτελούνται τελικά από άτομα. Ένα ποτήρι νερό 200 mL, για παράδειγμα, περιέχει περίπου 6,7 × 10²⁴ μόρια, και δεδομένου ότι ο αριθμός των ατόμων σε κάθε μόριο είναι τρία, συνολικά υπάρχουν περίπου 2 × 10²⁵ άτομα σε αυτό το μόνο ποτήρι. Αυτά είναι 20 εκατομμύρια δισεκατομμύρια δισεκατομμύρια - ένας αριθμός τόσο μεγάλος που δεν μπορείτε καν να το φανταστείτε - και αυτό είναι μόνο σε ένα αρκετά μικρό ποτήρι νερό. Η κατανόηση αυτών των μικροσκοπικών συστατικών της ύλης είναι ένα κρίσιμο βήμα για την κατανόηση των μακροσκοπικών ιδιοτήτων που γνωρίζουμε καθημερινά.

Αλλά πώς μπορείτε να υπολογίσετε ακόμη και κάτι όπως ο αριθμός των ατόμων σε ένα ποτήρι νερό; Το κόλπο σε αυτή τη συγκεκριμένη περίπτωση ήταν η χρήση τουμοριακή μάζανερού, και ο γνωστός αριθμός ατόμων σε ένα γραμμομόριο οποιασδήποτε ουσίας. Αλλά η μοριακή μάζα, με τη σειρά της, εξαρτάται από τομονάδα ατομικής μάζας, το οποίο είναι απολύτως σημαντικό να κατανοήσουμε για οποιονδήποτε φοιτητή φυσικής ή χημείας. Ευτυχώς, αυτό είναι πραγματικά μια απλοποίηση της πραγματικής μάζας ενός ατόμου οποιασδήποτε ουσίας, η οποία ουσιαστικά σας λέει τη σχετική μάζα σε σύγκριση με ένα μόνο νετρόνιο ή πρωτόνιο.

Τα άτομα έχουν τρία κύρια συστατικά: πρωτόνια, νετρόνια και ηλεκτρόνια. Τα πρωτόνια και τα νετρόνια υπάρχουν μέσα στον πυρήνα, που είναι μια συμπαγής διάταξη της ύλης που βρίσκεται στο κέντρο του ατόμου, και τα ηλεκτρόνια υπάρχουν ως «ασαφές νέφος» γύρω από το εξωτερικό του. Υπάρχει ένας τεράστιος χώρος μεταξύ του πυρήνα και ακόμη και του πλησιέστερου ηλεκτρονίου. Ο πυρήνας έχει θετικό φορτίο, επειδή τα πρωτόνια είναι θετικά φορτισμένα και τα νετρόνια είναι ουδέτερα, ενώ το νέφος των ηλεκτρονίων φέρει αρνητικό φορτίο που εξισορροπεί αυτό από το νετρόνιο.

Ο πυρήνας περιέχει το μεγαλύτερο μέρος της μάζας του ατόμου, επειδή τα νετρόνια και τα πρωτόνια είναι πολύ, πολύ βαρύτερα από τα ηλεκτρόνια. Στην πραγματικότητα, είτε τα πρωτόνια είτε τα νετρόνια είναι περίπου 1.800 φορές μεγαλύτερα από τα ηλεκτρόνια, τόσο πολύ μεγαλύτερα από το σε πολλές περιπτώσεις μπορείτε να παραβλέψετε με ασφάλεια τη μάζα ενός ηλεκτρονίου όταν σκέφτεστε περισσότερα για την ατομική μάζα γενικά.

Ο περιοδικός πίνακας απαριθμεί όλα τα στοιχεία (δηλαδή, τύπους ατόμων) που βρίσκονται στη φύση, ξεκινώντας από το απλούστερο, που είναι το άτομο υδρογόνου. οατομικός αριθμόςενός ατόμου (δεδομένου του συμβόλουΖ) σας λέει πόσα πρωτόνια έχει το άτομο για το στοιχείο στον πυρήνα του και είναι ο ανώτερος αριθμός στο σχετικό μπλοκ στον περιοδικό πίνακα. Επειδή αυτό φέρει το θετικό φορτίο και τον αριθμό των ηλεκτρονίων (που είναι βασική πληροφορία όταν είστε να σκεφτόμαστε ατομική σύνδεση) πρέπει να είναι ίσο με αυτό στην κύρια γενική ηλεκτρική ουδετερότητα, αυτός ο αριθμός χαρακτηρίζει πραγματικά το στοιχείο.

Μπορεί να υπάρχουν διαφορετικάισότοπατου ίδιου στοιχείου, ωστόσο, που έχουν τον ίδιο αριθμό πρωτονίων (και έτσι μπορεί λογικά να θεωρηθεί ως το ίδιο στοιχείο), αλλά διαφορετικό αριθμό νετρονίων. Αυτά μπορεί ή όχι να είναι σταθερά, το οποίο είναι ένα ενδιαφέρον θέμα από μόνο του, αλλά το σημαντικό πράγμα που πρέπει να σημειωθεί Προς το παρόν είναι ότι διαφορετικά ισότοπα έχουν διαφορετικές μάζες, αλλά οι ίδιες συνολικές ιδιότητες στα περισσότερα άλλα τρόποι.

Αν και τα άτομα στην κανονική τους μορφή είναι ηλεκτρικά ουδέτερα, ορισμένα άτομα είναι επιρρεπή στην απόκτηση ή απώλεια ηλεκτρονίων, τα οποία μπορούν να τους δώσουν καθαρό ηλεκτρικό φορτίο. Τα άτομα που έχουν υποστεί μία από αυτές τις διεργασίες ονομάζονται ιόντα.

Η ατομική μάζα ορίζεται γενικά με όρους μονάδων ατομικής μάζας (amu). Ο επίσημος ορισμός είναι ότι 1 amu είναι το 1/12 της μάζας ενός ατόμου άνθρακα-12. Εδώ, ο άνθρακας-12 είναι ο τυπικός τρόπος για να πούμε «το ισότοπο του άνθρακα με έξι πρωτόνια και έξι νετρόνια », ώστε να μπορείτε τελικά να σκεφτείτε ότι μια μονάδα ατομικής μάζας είναι η μάζα είτε ενός πρωτονίου είτε ένα νετρόνιο. Έτσι, κατά κάποιον τρόπο, ο αριθμός ατομικής μάζας είναι ο αριθμός των πρωτονίων και των νετρονίων στον πυρήνα, και αυτό σημαίνει ότι δεν είναι το ίδιο με τον ατομικό αριθμό,Ζ​.

Είναι σημαντικό να σημειωθεί ότι, για τους λόγους που εξηγούνται στην τελευταία ενότητα, η μάζα των ηλεκτρονίων στο άτομο παραμελείται όταν μιλάτε για ατομική μάζα στις περισσότερες περιπτώσεις. Μια άλλη ενδιαφέρουσα σημείωση είναι ότι η μάζα ενός ατόμου είναι στην πραγματικότητα ελαφρώς μικρότερη από τη μάζα όλων των συστατικών που συνδυάζονται, λόγω της «δεσμευτικής ενέργειας» που χρειάζεται για να συγκρατήσει τον πυρήνα μαζί. Ωστόσο, αυτή είναι μια άλλη επιπλοκή που δεν χρειάζεται να λάβετε υπόψη στις περισσότερες περιπτώσεις.

Ο χαμηλότερος αριθμός στο μπλοκ ενός στοιχείου στον περιοδικό πίνακα είναι η μέση ατομική μάζα, η οποία είναι επίσης διαφορετική από τη μάζα που εκφράζεται σε μονάδες ατομικής μάζας. Αυτός είναι ουσιαστικά ένας σταθμισμένος μέσος όρος των μαζών διαφορετικών ισοτόπων ενός στοιχείου, που αντιστοιχεί στη σχετική αφθονία τους στη Γη. Έτσι από μια άποψη, αυτό είναι το πιο ακριβές «συνολικό» μέτρο της μάζας ενός στοιχείου, αλλά στην πράξη η ατομική μάζα οποιουδήποτε συγκεκριμένου ισότοπου θα είναι ένας ακέραιος αριθμός σε μονάδες ατομικής μάζας. Σε απλούστερους περιοδικούς πίνακες, αυτός ο "αριθμός ατομικής μάζας" (ΕΝΑχρησιμοποιείται αντί της μέσης ατομικής μάζας.

ομοριακή μάζα(ή, για να χρησιμοποιήσετε έναν λιγότερο ακριβή αλλά και κοινό όρο, "μοριακό βάρος") είναι η μάζα ενός μορίου μιας ουσίας σε μονάδες ατομικής μάζας. Η επεξεργασία αυτού του ζητήματος είναι πολύ απλή: Βρείτε τον χημικό τύπο για την εν λόγω ουσία και, στη συνέχεια, προσθέστε μαζί τις ατομικές μάζες των συστατικών ατόμων. Για παράδειγμα, το μεθάνιο αποτελείται από ένα άτομο άνθρακα και τέσσερα άτομα υδρογόνου, και έτσι συνδυάζεται η μάζα αυτών των συστατικών. Ένα άτομο άνθρακα-12 έχει ατομική μάζα 12, και κάθε άτομο υδρογόνου έχει ατομική μάζα 1, οπότε η συνολική μοριακή μάζα ενός μορίου μεθανίου είναι 16 amu.

Η μοριακή μάζα μιας ουσίας είναι η μάζα ενός γραμμομορίου της ουσίας. Αυτό βασίζεται στον αριθμό του Avogadro, ο οποίος σας λέει τον αριθμό ατόμων ή μορίων σε ένα γραμμομόριο μιας ουσίας και τον ορισμό ενός γραμμομορίου. Ένα mole είναι η ποσότητα μιας ουσίας που κάνει τη μάζα της σε γραμμάρια ίδια με τον αριθμό της ατομικής μάζας της. Έτσι, για τον άνθρακα-12, για παράδειγμα, ένα mole έχει μάζα 12 g.

Ο αριθμός του Avogadro είναι 6.022 × 10²³, και έτσι 12 γραμμάρια άνθρακα-12 περιέχουν τόσα πολλά άτομα, και ομοίως, 4 γραμ. ηλίου περιέχει και αυτά πολλά άτομα. Είναι σημαντικό να θυμάστε ότι εάν η εν λόγω ουσία είναι ένα μόριο (δηλαδή, κάτι που αποτελείται από περισσότερα από ένα άτομα), τότε ο αριθμός του Avogadro σας λέει τον αριθμό τωνμόριαπαρά τον αριθμό των ατόμων.

Αυτό σας δίνει όλα όσα πρέπει να ξέρετε για να δείτε ένα παράδειγμα όπως αυτό του ποτηριού νερού στην εισαγωγή. Το ποτήρι περιείχε 200 mL, το οποίο αντιστοιχεί σε 200 g ως προς τη μάζα, και ένα μόριο νερού (χημικός τύπος Η₂Ο) έχει δύο άτομα υδρογόνου και ένα άτομο οξυγόνου, για μοριακή μάζα 18 amu και μοριακή μάζα 18 g. Έτσι, για να βρείτε τον αριθμό των ατόμων, διαιρέστε απλώς τη μάζα με τη μάζα ενός γραμμομορίου για να βρείτε τον αριθμό των γραμμομορίων και, στη συνέχεια, πολλαπλασιάστε με τον αριθμό του Avogadro για να βρείτε τον αριθμό των μορίων. Τέλος, σημειώνοντας ότι κάθε μόριο έχει τρία άτομα, πολλαπλασιάζετε με τρία για να βρείτε τον αριθμό των μεμονωμένων ατόμων.

Η διερεύνηση περισσότερων παραδειγμάτων μπορεί να σας βοηθήσει να κατανοήσετε τις βασικές έννοιες σχετικά με την ατομική μάζα. Το απλούστερο παράδειγμα είναι η επεξεργασία της μάζας ενός απλού στοιχείου όπως ο άνθρακας-12. Η διαδικασία είναι πραγματικά απλή αν σκέφτεστε αποκλειστικά για το amu, αλλά μπορείτε επίσης να μετατρέψετε το amu σε kg αρκετά εύκολα για να πάρετε μια πιο τυποποιημένη μέτρηση της μάζας του άνθρακα.

Θα πρέπει να μπορείτε να υπολογίσετε τη μάζα ενός ατόμου άνθρακα σε amu με βάση αυτό που έχετε ήδη μάθει από το άρθρο και σημειώνοντας ότι υπάρχουν έξι πρωτόνια και έξι νετρόνια σε κάθε άτομο. Ποια είναι λοιπόν η μάζα ενός ατόμου άνθρακα σε amu; Φυσικά, είναι 12 π.μ. Προσθέτετε τα έξι πρωτόνια στα έξι νετρόνια και βρείτε την απάντηση, καθώς και οι δύο τύποι σωματιδίων έχουν μάζα 1 amu.

Η μετατροπή του amu σε kg είναι πολύ απλή και από αυτό το σημείο: 1 amu = 1,66 × 10⁻²⁷ κιλά, έτσι

Αυτό είναι έναΠραγματικάμικροσκοπική μάζα (και αυτός είναι ο λόγος για τον οποίο η ατομική μάζα συνήθως μετράται σε amu), αλλά αξίζει να σημειωθεί ότι η μάζα ενός ηλεκτρονίου είναι περίπου 9 × 10⁻³¹, έτσι είναι σαφές ότι ακόμη και η προσθήκη και στα 12 ηλεκτρόνια στη μάζα του ατόμου άνθρακα δεν θα είχε σημαντική διαφορά.

Το μοριακό βάρος είναι λίγο πιο περίπλοκο από την απλή επεξεργασία της μάζας ενός ατόμου, αλλά το μόνο που έχετε να κάνετε να κοιτάξουμε τον χημικό τύπο του μορίου και να συνδυάσουμε τις μάζες των μεμονωμένων ατόμων για να βρούμε το σύνολο. Για παράδειγμα, προσπαθήστε να υπολογίσετε τη μάζα του βενζολίου, η οποία έχει τον χημικό τύπο: C₆Η₆, σημειώνοντας ότι είναι άτομα άνθρακα-12 και είναι το συνηθισμένο ισότοπο υδρογόνου και όχι δευτέριο ή τρίτιο.

Το κλειδί είναι να παρατηρήσετε ότι έχετε έξι άτομα άνθρακα-12 και έξι υδρογόνο, οπότε η μάζα του μορίου είναι:

Η διαδικασία εύρεσης του μοριακού βάρους μπορεί να γίνει λίγο πιο περίπλοκη για μεγαλύτερα μόρια, αλλά ακολουθεί πάντα την ίδια διαδικασία.

Η εύρεση της μέσης ατομικής μάζας ενός στοιχείου περιλαμβάνει την εξέταση τόσο της ατομικής μάζαςκαιτη σχετική αφθονία του συγκεκριμένου ισότοπου στη Γη. Ο άνθρακας είναι ένα καλό παράδειγμα για αυτό, επειδή το 98,9 τοις εκατό όλου του άνθρακα στη Γη είναι άνθρακας-12, με 1,1 τοις εκατό να είναι άνθρακας-13 καιπολύμικρό ποσοστό είναι άνθρακας-14, το οποίο μπορεί να παραμεληθεί με ασφάλεια.

Η διαδικασία για την επεξεργασία αυτή είναι πραγματικά απλή: Πολλαπλασιάστε την αναλογία του ισότοπου με τη μάζα του ισότοπου σε amu και, στη συνέχεια, προσθέστε τα δύο μαζί. Το Carbon-12 είναι το πιο κοινό ισότοπο του άνθρακα, οπότε θα περιμένατε το αποτέλεσμα να είναι πολύ κοντά στις 12 amu. Θυμηθείτε να μετατρέψετε τα ποσοστά σε δεκαδικά (διαιρέστε τα με 100) πριν τον υπολογισμό και θα βγείτε με τη σωστή απάντηση:

Αυτό το αποτέλεσμα είναι ακριβώς αυτό που θα βρείτε σε έναν περιοδικό πίνακα που παραθέτει τη μέση ατομική μάζα και όχι τη μάζα του πιο κοινού ισότοπου.