Atomic Mass: Definition, Units & How to Calculate

Alt du kommuniserer med til daglig består til slutt av atomer. Et 200 ml glass vann inneholder for eksempel ca. 6,7 × 10²⁴ molekyler, og siden antall atomer i hvert molekyl er tre, er det totalt ca 2 × 10²⁵ atomer i akkurat det ene glasset. Det er 20 millioner milliarder milliarder - et tall så stort at du ikke en gang kan forestille deg det - og det er bare i et ganske lite glass vann. Å forstå disse små bestanddelene av materie er et avgjørende skritt for å forstå de makroskopiske egenskapene vi er kjent med fra dag til dag.

Men hvordan kan du til og med beregne noe som antall atomer i et glass vann? Trikset i dette spesifikke tilfellet var å brukemolær massevann og det kjente antall atomer i en mol av et hvilket som helst stoff. Men molar masse avhenger igjen avatommasseenhet, som er helt avgjørende å forstå for alle studenter i fysikk eller kjemi. Heldigvis er dette virkelig en forenkling av den faktiske massen til et atom av et hvilket som helst stoff, som i hovedsak forteller deg den relative massen i forhold til et enkelt nøytron eller proton.

Atomer har tre hovedkomponenter: protoner, nøytroner og elektroner. Protonene og nøytronene eksisterer inne i kjernen, som er en kompakt materieoppstilling som sitter i sentrum av atomet, og elektronene eksisterer som en "uklar sky" rundt utsiden av den. Det er enormt mye plass mellom kjernen og til og med det nærmeste elektronet. Kjernen har en positiv ladning, fordi protonene er positivt ladede og nøytronene er nøytrale, mens skyen av elektroner bærer en negativ ladning som balanserer den fra nøytronen.

Kjernen inneholder mesteparten av atomets masse, fordi nøytronene og protonene er mye, mye tyngre enn elektroner. Faktisk er enten protoner eller nøytroner omtrent 1800 ganger større enn elektroner, så mye større enn i i mange tilfeller kan du trygt forsømme massen til et elektron når du tenker på atommasse mer som regel.

Det periodiske systemet viser alle elementene (dvs. atomtyper) som finnes i naturen, og starter med det enkleste, som er hydrogenatomet. Deatomnummerav et atom (gitt symboletZ) forteller deg hvor mange protoner atomet for elementet har i sin kjerne, og det er det øvre tallet på den aktuelle blokken i det periodiske systemet. Fordi dette bærer den positive ladningen, og antall elektroner (som er en viktig informasjon når du er tenker atombinding) må være lik dette til den generelle elektriske nøytraliteten, dette tallet karakteriserer virkelig element.

Det kan være annerledesisotoperav det samme elementet, derimot, som har samme antall protoner (og det med rimelighet kan tenkes å være det samme elementet), men et annet antall nøytroner. Disse er kanskje ikke stabile, noe som er et interessant tema alene, men det er viktig å merke seg for nå er at forskjellige isotoper har forskjellige masser, men de samme generelle egenskapene i de fleste andre måter.

Selv om atomer i sin vanlige form er elektrisk nøytrale, er noen atomer utsatt for å få eller miste elektroner, noe som kan gi dem en nettolading. Atomer som har gjennomgått en av disse prosessene kalles ioner.

Atommassen er generelt definert i form av atommasseenheter (amu). Den offisielle definisjonen er at 1 amu er 1/12 av massen til et karbon-12-atom. Her er karbon-12 den vanlige måten å si “isotopen til karbon med seks protoner og seks nøytroner, ”slik at du til slutt kan tenke på atommasseenheten som massen til enten en proton eller et nøytron. Så på en måte er atommassetallet antall protoner og nøytroner i kjernen, og dette betyr at det ikke er det samme som atomnummeret,Z​.

Det er viktig å merke seg at, av grunnene som er forklart i forrige avsnitt, blir massen til elektronene i atomen neglisjert når du snakker om atommasse i de fleste situasjoner. En annen interessant merknad er at massen til et atom faktisk er litt mindre enn massen til alle komponentene til sammen, på grunn av den "bindingsenergien" det tar å holde kjernen sammen. Dette er imidlertid en annen komplikasjon som du ikke trenger å vurdere i de fleste situasjoner.

Det lavere tallet på et elementblokk på det periodiske systemet er den gjennomsnittlige atommassen, som også er forskjellig fra massen uttrykt i atommasseenheter. Dette er i hovedsak et veid gjennomsnitt av massene til forskjellige isotoper av et element, og utgjør deres relative overflod på jorden. Så på en måte er dette det mest nøyaktige "overordnede" mål på et elementets masse, men i praksis vil atommassen til en bestemt isotop være et helt tall i atommasseenheter. På enklere periodiske tabeller er dette "atommassetallet" (EN) brukes i stedet for den gjennomsnittlige atommassen.

Demolekylær masse(eller, for å bruke et mindre nøyaktig, men også vanlig uttrykk, "molekylvekt") er massen til et molekyl av et stoff i atommasseenheter. Å finne ut av dette er veldig enkelt: Du finner den kjemiske formelen for det aktuelle stoffet, og legger deretter sammen atommassene til de inngående atomer. For eksempel består metan av ett karbonatom og fire hydrogenatomer, og det har massen av disse komponentene samlet. Ett karbon-12-atom har en atommasse på 12, og hvert hydrogenatom har en atommasse på 1, så den totale molekylvekten til et metanmolekyl er 16 amu.

Den molare massen til et stoff er massen av en mol av stoffet. Dette er basert på Avogadros nummer, som forteller deg antall atomer eller molekyler i en mol av et stoff, og definisjonen av et mol. En føflekk er mengden av et stoff som gjør massen i gram den samme som dens atommasse. Så for karbon-12, for eksempel, har en mol en masse på 12 g.

Avogadros nummer er 6.022 × 10²³og så inneholder 12 g karbon-12 så mange atomer, og 4 g helium inneholder også så mange atomer også. Det er viktig å huske at hvis stoffet det er snakk om er et molekyl (dvs. noe som består av mer enn ett atom), forteller Avogadros nummer deg antallmolekylerheller enn antall atomer.

Dette gir deg alt du trenger å vite for å gå gjennom et eksempel som på glasset i innledningen. Glasset inneholdt 200 ml, som tilsvarer 200 g når det gjelder masse, og ett vannmolekyl (kjemisk formel H₂O) har to hydrogenatomer og ett oksygenatom, med en molekylvekt på 18 amu og en molær masse på 18 g. Så for å finne antall atomer, deler du ganske enkelt massen med massen til en mol for å finne antall mol, og deretter multipliserer du med Avogadros nummer for å finne antall molekyler. Til slutt, og bemerker at hvert molekyl har tre atomer, multipliserer du med tre for å finne antall individuelle atomer.

Å arbeide gjennom flere eksempler kan hjelpe deg med å forstå nøkkelbegrepene om atommasse. Det enkleste eksemplet er å utarbeide massen til et enkelt element som karbon-12. Prosessen er veldig grei hvis du bare tenker på amu, men du kan også konvertere amu til kg ganske enkelt for å få en mer standardisert måling av karbonmassen.

Du bør kunne beregne massen til et atom av karbon i amu basert på det du allerede har lært fra artikkelen, og merke deg at det er seks protoner og seks nøytroner i hvert atom. Så hva er massen av et karbonatom i amu? Selvfølgelig er det 12 amu. Du legger til de seks protonene i de seks nøytronene og finner svaret, siden begge typer partikler har en masse på 1 amu.

Å konvertere amu til kg er ganske enkelt også fra dette punktet: 1 amu = 1,66 × 10⁻²⁷ kg, altså

Dette er enegentligliten masse (og det er derfor atommassen vanligvis måles i amu i stedet), men det er verdt å merke seg at en elektronmasse er omtrent 9 × 10⁻³¹, så det er klart at til og med tilsetning av alle 12 elektronene til massen av karbonatomet ikke ville ha gjort en betydelig forskjell.

Molekylvekt er litt mer komplisert enn bare å trene et masses atom, men alt du trenger å gjøre gjør er å se på den kjemiske formelen til molekylet og kombinere massene til de enkelte atomer for å finne Total. For eksempel, prøv å beregne massen av benzen, som har den kjemiske formelen: C₆H₆og bemerker at de er karbon-12-atomer, og at det er den vanlige isotopen av hydrogen i stedet for deuterium eller tritium.

Nøkkelen er å legge merke til at du har seks atomer av karbon-12 og seks av hydrogen, så molekylets masse er:

Prosessen med å finne molekylvekten kan bli litt mer komplisert for større molekyler, men den følger alltid den samme prosessen.

Å finne den gjennomsnittlige atommassen til et element innebærer å vurdere både atommassenogden relative overflod av den spesifikke isotopen på jorden. Karbon er et godt eksempel på dette fordi 98,9 prosent av alt karbon på jorden er karbon-12, med 1,1 prosent som karbon-13 og enveldigliten prosentandel er karbon-14, som kan neglisjeres trygt.

Prosessen for å utarbeide dette er faktisk ganske grei: Multipliser andelen av isotopen med massen av isotopen i amu, og legg deretter de to sammen. Carbon-12 er den vanligste isotopen av karbon, så du forventer at resultatet blir nær 12 amu. Husk å konvertere prosentandelen til desimaler (del dem med 100) før du beregner, så kommer du med riktig svar:

Dette resultatet er nøyaktig hva du finner på en periodisk tabell som viser den gjennomsnittlige atommassen i stedet for massen til den vanligste isotopen.