Atoommassa: definitie, eenheden en hoe te berekenen

Alles waar je dagelijks mee te maken hebt, bestaat uiteindelijk uit atomen. Een glas water van 200 ml bevat bijvoorbeeld ongeveer 6,7 × 10²⁴ moleculen, en aangezien het aantal atomen in elk molecuul drie is, zijn er in totaal ongeveer 2 × 10²⁵ atomen in dat ene glas. Dat is 20 miljoen miljard miljard - een getal zo groot dat je het je niet eens echt kunt voorstellen - en dat is gewoon in een vrij klein glas water. Het begrijpen van deze kleine bestanddelen van materie is een cruciale stap om de macroscopische eigenschappen te begrijpen waarmee we dagelijks vertrouwd zijn.

Maar hoe kun je zoiets als het aantal atomen in een glas water berekenen? De truc in dit specifieke geval was het gebruik van demolaire massavan water, en het bekende aantal atomen in een mol van een stof. Maar de molaire massa hangt op zijn beurt af van deatomaire massa-eenheid:, wat absoluut cruciaal is om te begrijpen voor elke student natuurkunde of scheikunde. Gelukkig is dit echt een vereenvoudiging van de werkelijke massa van een atoom van een stof, die je in wezen de relatieve massa vertelt in vergelijking met een enkel neutron of proton.

Atomen hebben drie hoofdcomponenten: protonen, neutronen en elektronen. De protonen en neutronen bevinden zich in de kern, een compacte opstelling van materie die zich in het midden van het atoom bevindt, en de elektronen bestaan ​​​​als een "vage wolk" rond de buitenkant ervan. Er is een enorme hoeveelheid ruimte tussen de kern en zelfs het dichtstbijzijnde elektron. De kern heeft een positieve lading, omdat de protonen positief geladen zijn en de neutronen neutraal, terwijl de elektronenwolk een negatieve lading draagt ​​die die van het neutron in evenwicht houdt.

De kern bevat het grootste deel van de massa van het atoom, omdat de neutronen en protonen veel, veel zwaarder zijn dan elektronen. In feite zijn ofwel protonen ofwel neutronen ongeveer 1800 keer groter dan elektronen, zo veel groter dat in in veel gevallen kun je de massa van een elektron veilig verwaarlozen als je meer aan atomaire massa denkt over het algemeen.

Het periodiek systeem geeft een overzicht van alle elementen (d.w.z. soorten atomen) die in de natuur voorkomen, te beginnen met de eenvoudigste, namelijk het waterstofatoom. Deatoomnummervan een atoom (gezien het symbool)Z) vertelt je hoeveel protonen het atoom voor het element in zijn kern heeft, en het is het bovenste getal op het relevante blok in het periodiek systeem. Omdat dit de positieve lading en het aantal elektronen draagt ​​(wat een essentieel stuk informatie is als je denken over atomaire binding) moet hieraan gelijk zijn voor de algemene elektrische neutraliteit, dit nummer kenmerkt echt de element.

Er kan anders zijnisotopenvan hetzelfde element echter, die hetzelfde aantal protonen hebben (en dus redelijkerwijs kunnen worden beschouwd als hetzelfde element), maar een ander aantal neutronen. Deze kunnen al dan niet stabiel zijn, wat op zich een interessant onderwerp is, maar het belangrijkste om op te merken voor nu is dat verschillende isotopen verschillende massa's hebben, maar dezelfde algemene eigenschappen in de meeste andere manieren.

Hoewel atomen in hun gewone vorm elektrisch neutraal zijn, zijn sommige atomen gevoelig voor het verkrijgen of verliezen van elektronen, waardoor ze een netto elektrische lading kunnen krijgen. Atomen die een van deze processen hebben ondergaan, worden ionen genoemd.

De atomaire massa wordt over het algemeen gedefinieerd in termen van atomaire massa-eenheden (amu). De officiële definitie is dat 1 amu 1/12 van de massa van een koolstof-12-atoom is. Hier is koolstof-12 de standaardmanier om te zeggen "de isotoop van koolstof met zes protonen en zes" neutronen”, zodat je uiteindelijk kunt denken aan een atomaire massa-eenheid als de massa van een proton of een neutron. Dus in zekere zin is het atomaire massagetal het aantal protonen en neutronen in de kern, en dit betekent dat het niet hetzelfde is als het atoomnummer,Z​.

Het is belangrijk op te merken dat, om de redenen die in de laatste sectie zijn uitgelegd, de massa van de elektronen in het atoom wordt verwaarloosd als je het in de meeste situaties over atomaire massa hebt. Een andere interessante opmerking is dat de massa van een atoom eigenlijk iets minder is dan de massa van alle componenten samen, vanwege de "bindende energie" die nodig is om de kern bij elkaar te houden. Dit is echter een andere complicatie waar u in de meeste situaties niet echt rekening mee hoeft te houden.

Het lagere getal op het blok van een element in het periodiek systeem is de gemiddelde atomaire massa, die ook verschilt van de massa uitgedrukt in atomaire massa-eenheden. Dit is in wezen een gewogen gemiddelde van de massa's van verschillende isotopen van een element, rekening houdend met hun relatieve overvloed op aarde. Dus in zekere zin is dit de meest nauwkeurige "algemene" maat voor de massa van een element, maar in de praktijk zal de atomaire massa van een bepaalde isotoop een geheel getal zijn in atomaire massa-eenheden. Op eenvoudiger periodieke tabellen is dit "atomaire massagetal" (EEN) wordt gebruikt in plaats van de gemiddelde atoommassa.

Demoleculaire massa(of, om een ​​minder nauwkeurige maar ook gebruikelijke term te gebruiken, "molecuulgewicht") is de massa van een molecuul van een stof in atomaire massa-eenheden. Dit uitwerken is heel eenvoudig: je vindt de chemische formule voor de stof in kwestie en telt dan de atoommassa's van de samenstellende atomen bij elkaar op. Methaan is bijvoorbeeld samengesteld uit één koolstofatoom en vier waterstofatomen, en dus heeft het de massa van deze componenten gecombineerd. Eén koolstof-12-atoom heeft een atoommassa van 12 en elk waterstofatoom heeft een atoommassa van 1, dus de totale molecuulmassa van een methaanmolecuul is 16 amu.

De molaire massa van een stof is de massa van één mol van de stof. Dit is gebaseerd op het getal van Avogadro, dat je het aantal atomen of moleculen in één mol van een stof vertelt, en de definitie van een mol. Een mol is de hoeveelheid van een stof waarvan de massa in gram gelijk is aan het atoommassanummer. Dus voor koolstof-12 heeft bijvoorbeeld één mol een massa van 12 g.

Het getal van Avogadro is 6.022 × 10²³, en dus bevat 12 g koolstof-12 zoveel atomen, en evenzo bevat 4 g helium ook zoveel atomen. Het is belangrijk om te onthouden dat als de stof in kwestie een molecuul is (d.w.z. iets dat uit meer dan één atoom bestaat), het getal van Avogadro u het aantalmoleculenin plaats van het aantal atomen.

Dit geeft je alles wat je moet weten om een ​​voorbeeld als dat van het glas water in de inleiding door te nemen. Het glas bevatte 200 ml, wat overeenkomt met 200 g in termen van massa, en één watermolecuul (chemische formule H₂O) heeft twee waterstofatomen en één zuurstofatoom, voor een molecuulmassa van 18 amu en een molecuulmassa van 18 g. Dus om het aantal atomen te vinden, deel je eenvoudig de massa door de massa van een mol om het aantal mol te vinden, en vermenigvuldig je vervolgens met het getal van Avogadro om het aantal moleculen te vinden. Tot slot, en merk op dat elk molecuul drie atomen heeft, vermenigvuldig je met drie om het aantal individuele atomen te vinden.

Door meer voorbeelden door te nemen, kunt u de belangrijkste concepten over atomaire massa begrijpen. Het eenvoudigste voorbeeld is het berekenen van de massa van een eenvoudig element zoals koolstof-12. Het proces is heel eenvoudig als je alleen in termen van amu denkt, maar je kunt amu ook vrij eenvoudig omrekenen naar kg om een ​​meer gestandaardiseerde meting van de koolstofmassa te krijgen.

Je zou in staat moeten zijn om de massa van een koolstofatoom in amu te berekenen op basis van wat je al uit het artikel hebt geleerd, en merk op dat er zes protonen en zes neutronen in elk atoom zijn. Dus wat is de massa van een koolstofatoom in amu? Het is natuurlijk 12 uur. Je voegt de zes protonen toe aan de zes neutronen en vindt het antwoord, aangezien beide soorten deeltjes een massa van 1 amu hebben.

Het omrekenen van amu naar kg is vanaf dit punt ook vrij eenvoudig: 1 amu = 1,66 × 10⁻²⁷ kg, dus

Dit is eenwerkelijkkleine massa (en daarom wordt atomaire massa meestal in amu gemeten), maar het is vermeldenswaard dat de massa van een elektron ongeveer 9 × 10 is⁻³¹, dus het is duidelijk dat zelfs het toevoegen van alle 12 elektronen aan de massa van het koolstofatoom geen opmerkelijk verschil zou hebben gemaakt.

Molecuulgewicht is een beetje ingewikkelder dan alleen de massa van een atoom berekenen, maar het enige wat je hoeft te doen doen is kijken naar de chemische formule van het molecuul en de massa's van de individuele atomen combineren om de te vinden totaal. Probeer bijvoorbeeld de massa van benzeen te berekenen, die de chemische formule heeft: C₆H₆, opmerkend dat het koolstof-12-atomen zijn en dat het de gewone isotoop van waterstof is in plaats van deuterium of tritium.

De sleutel is om op te merken dat je zes atomen koolstof-12 en zes waterstof hebt, dus de massa van het molecuul is:

Het proces van het vinden van het molecuulgewicht kan een beetje ingewikkelder worden voor grotere moleculen, maar het volgt altijd hetzelfde proces.

Het vinden van de gemiddelde atomaire massa van een element omvat het beschouwen van zowel de atomaire massaende relatieve overvloed van de specifieke isotoop op aarde. Koolstof is hier een goed voorbeeld van omdat 98,9 procent van alle koolstof op aarde koolstof-12 is, waarbij 1,1 procent koolstof-13 is en eenheeleen klein percentage is koolstof-14, wat veilig kan worden verwaarloosd.

Het proces om dit uit te werken is eigenlijk vrij eenvoudig: vermenigvuldig het aandeel van de isotoop met de massa van de isotoop in amu, en tel de twee dan bij elkaar op. Koolstof-12 is de meest voorkomende isotoop van koolstof, dus je zou verwachten dat het resultaat heel dicht bij 12 amu ligt. Vergeet niet om de percentages om te zetten in decimalen (deel ze door 100) voordat je gaat berekenen en je komt met het juiste antwoord:

Dit resultaat is precies wat u zult vinden in een periodiek systeem dat de gemiddelde atomaire massa weergeeft in plaats van de massa van de meest voorkomende isotoop.