Atomska masa: Definicija, jedinice i kako izračunati

Sve s čime svakodnevno komunicirate u konačnici se sastoji od atoma. Na primjer, čaša vode od 200 ml sadrži oko 6,7 × 10²⁴ i budući da je broj atoma u svakoj molekuli tri, ukupno ih ima oko 2 × 10²⁵ atoma u samo toj jednoj čaši. To je 20 milijuna milijardi milijardi - broj toliko velik da ga zapravo ni ne možete zamisliti - a to je samo u prilično maloj čaši vode. Razumijevanje ovih sitnih sastojaka materije presudan je korak ka razumijevanju makroskopskih svojstava koja su nam poznata iz dana u dan.

Ali kako uopće možete izračunati nešto poput broja atoma u čaši vode? Trik u ovom konkretnom slučaju bio je korištenjemolekulska masavode i poznati broj atoma u molu bilo koje tvari. Ali molarna masa, pak, ovisi ojedinica atomske mase, što je apsolutno presudno za razumijevanje za svakog studenta fizike ili kemije. Srećom, ovo je doista pojednostavljenje stvarne mase atoma bilo koje tvari, što vam u suštini govori o relativnoj masi u usporedbi s jednim neutronom ili protonom.

Atomi imaju tri glavne komponente: protone, neutrone i elektrone. Protoni i neutroni postoje unutar jezgre, koja je kompaktni raspored materije koja se nalazi u središtu atoma, a elektroni postoje kao "nejasni oblak" oko njezine vanjske strane. Između jezgre i čak najbližeg elektrona postoji ogromna količina prostora. Jezgra ima pozitivan naboj, jer su protoni pozitivno nabijeni, a neutroni neutralni, dok oblak elektrona nosi negativni naboj koji uravnotežuje onaj s neutrona.

Jezgra sadrži glavninu mase atoma, jer su neutroni i protoni puno, puno teži od elektrona. U stvari, ili su protoni ili neutroni približno 1.800 puta veći od elektrona, toliko veći da u u mnogim slučajevima možete sigurno zanemariti masu elektrona kada više razmišljate o atomskoj masi općenito.

Periodni sustav navodi sve elemente (tj. Vrste atoma) koji se nalaze u prirodi, počevši od najjednostavnijeg, a to je atom vodika. Theatomski brojatoma (s obzirom na simbolZ) govori vam koliko protona ima atom atoma u svojoj jezgri, a to je gornji broj na relevantnom bloku u periodnom sustavu. Jer ovo nosi pozitivan naboj i broj elektrona (što je bitan podatak kad ste razmišljajući o atomskoj vezi) mora biti jednak ovome glavnoj ukupnoj električnoj neutralnosti, ovaj broj stvarno karakterizira element.

Mogu biti različitiizotopiistog elementa, međutim, koji imaju jednak broj protona (i tako se s razlogom može smatrati istim elementom), ali različit broj neutrona. Oni mogu ili ne moraju biti stabilni, što je sama po sebi zanimljiva tema, ali važno je napomenuti zasad jest da različiti izotopi imaju različite mase, ali ista ukupna svojstva u većini drugih načine.

Iako su atomi u svom uobičajenom obliku električki neutralni, neki su atomi skloni dobivanju ili gubljenju elektrona, što im može dati neto električni naboj. Atomi koji su prošli jedan od ovih procesa nazivaju se ioni.

Atomska masa općenito se definira u smislu jedinica atomske mase (amu). Službena je definicija da je 1 amu 1/12 mase atoma ugljika-12. Ovdje je ugljik-12 standardni način kazivanja „izotop ugljika sa šest protona i šest neutrona ", tako da na kraju o atomskoj jedinici mase možete misliti kao o masi protona ili neutron. Dakle, na neki način, atomski maseni broj je broj protona i neutrona u jezgri, a to znači da nije isti kao atomski broj,Z​.

Važno je napomenuti da se iz razloga objašnjenih u posljednjem odjeljku masa elektrona u atomu zanemaruje kada u većini situacija govorite o atomskoj masi. Još jedna zanimljiva napomena je da je masa atoma zapravo nešto manja od mase svih komponenata zajedno, zbog "energije vezanja" koja je potrebna da se jezgra drži zajedno. Međutim, ovo je još jedna komplikacija koju zapravo ne trebate uzeti u obzir u većini situacija.

Donji broj na bloku elementa na periodnom sustavu je prosječna atomska masa, koja se također razlikuje od mase izražene u jedinicama atomske mase. Ovo je u osnovi ponderirani prosjek masa različitih izotopa elementa, uzimajući u obzir njihovu relativnu brojnost na Zemlji. Dakle, u određenom je smislu ovo najtočnija "ukupna" mjera mase elementa, ali u praksi će atomska masa bilo kojeg određenog izotopa biti cijeli broj u jedinicama atomske mase. Na jednostavnijim periodnim tablicama ovaj "atomski maseni broj" (A) koristi se umjesto prosječne atomske mase.

Themolekularna masa(ili, da upotrijebimo manje precizan, ali i uobičajen izraz, "molekularna težina") je masa molekule tvari u jedinicama atomske mase. Riješiti ovo vrlo je jednostavno: Pronaći ćete kemijsku formulu dotične tvari, a zatim zbrojiti atomske mase sastavnih atoma. Na primjer, metan se sastoji od jednog atoma ugljika i četiri atoma vodika, pa tako kombinira masu tih komponenata. Jedan atom ugljika-12 ima atomsku masu 12, a svaki atom vodika atomsku masu 1, pa je ukupna molekulska masa molekule metana 16 amu.

Molarna masa tvari je masa jednog mola tvari. To se temelji na Avogadrovom broju, koji vam govori o broju atoma ili molekula u jednom molu tvari i definiciji mola. Mol je količina tvari koja čini njegovu masu u gramima jednakom atomskom masenom broju. Tako za ugljik-12, na primjer, jedan mol ima masu od 12 g.

Avogadrov broj je 6.022 × 10²³i tako 12 g ugljika-12 sadrži toliko atoma, a isto tako i 4 g helija sadrži ovoliko atoma. Važno je zapamtiti da ako je dotična tvar molekula (tj. Nešto sastavljeno od više od jednog atoma), tada vam Avogadrov broj govori o brojumolekulea ne broj atoma.

To vam daje sve što trebate znati da biste prošli kroz primjer poput onog čaše vode u uvodu. Čaša je sadržavala 200 ml, što odgovara masi od 200 g, i jednu molekulu vode (kemijska formula H₂O) ima dva atoma vodika i jedan atom kisika, za molekularnu masu od 18 amu i molarnu masu od 18 g. Dakle, da biste pronašli broj atoma, jednostavno podijelite masu s masom mola da biste pronašli broj molova, a zatim pomnožite s Avogadrovim brojem da biste pronašli broj molekula. Na kraju, napominjući da svaka molekula ima tri atoma, množite s tri da biste pronašli broj pojedinačnih atoma.

Obrada više primjera može vam pomoći da razumijete ključne pojmove o atomskoj masi. Najjednostavniji primjer je obrada mase jednostavnog elementa poput ugljika-12. Postupak je zaista jednostavan ako razmišljate isključivo o amu, ali možete prilično lako pretvoriti amu u kg kako biste dobili standardiziranije mjerenje mase ugljika.

Morali biste moći izračunati masu atoma ugljika u amu na temelju onoga što ste već naučili iz članka, uz napomenu da u svakom atomu ima šest protona i šest neutrona. Pa kolika je masa atoma ugljika u amu? Naravno, to je 12 amu. Dodate šest protona na šest neutrona i nađete odgovor, jer obje vrste čestica imaju masu od 1 amu.

Pretvaranje amu u kg i s ove je točke prilično jednostavno: 1 amu = 1,66 × 10⁻²⁷ kg, dakle

Ovo jestvarnomajušna masa (i zato se atomska masa obično mjeri u amu), ali vrijedi napomenuti da je masa elektrona oko 9 × 10⁻³¹, pa je jasno da čak ni dodavanje svih 12 elektrona u masu ugljikovog atoma ne bi napravilo značajnu razliku.

Molekularna težina je malo složenija od pukog izračunavanja atoma, ali sve što morate učiniti je pogledati kemijsku formulu molekule i kombinirati mase pojedinih atoma kako bi pronašli ukupno. Na primjer, pokušajte izračunati masu benzena koji ima kemijsku formulu: C₆H₆, napominjući da su atomi ugljika-12 i da je to uobičajeni izotop vodika, a ne deuterij ili tritij.

Ključno je primijetiti da imate šest atoma ugljika-12 i šest vodika, pa je masa molekule:

Proces pronalaska molekularne težine može postati malo kompliciraniji za veće molekule, ali uvijek slijedi isti postupak.

Pronalaženje prosječne atomske mase elementa uključuje razmatranje i atomske maseirelativna brojnost specifičnog izotopa na Zemlji. Ugljik je dobar primjer za to jer 98,9 posto sveg ugljika na Zemlji čini ugljik-12, s 1,1 posto ugljik-13 ivrlomali postotak je ugljik-14, što se može sigurno zanemariti.

Postupak za rješavanje ovog problema zapravo je prilično jednostavan: pomnožite udio izotopa s masom izotopa u amu, a zatim zbrojite dva. Ugljik-12 najčešći je izotop ugljika, pa biste očekivali da će rezultat biti vrlo blizu 12 amu. Ne zaboravite pretvoriti postotke u decimale (podijelite ih sa 100) prije izračuna i dobit ćete točan odgovor:

Ovaj je rezultat upravo ono što ćete pronaći na periodnom sustavu koji navodi prosječnu atomsku masu, a ne masu najčešćeg izotopa.