Masa atomică: definiție, unități și cum se calculează

Tot ceea ce interacționați zilnic este alcătuit în cele din urmă din atomi. Un pahar de apă de 200 mL, de exemplu, conține aproximativ 6,7 × 10²⁴ molecule și, deoarece numărul de atomi din fiecare moleculă este de trei, în total există aproximativ 2 × 10²⁵ atomi doar în acel pahar. Este vorba de 20 de milioane de miliarde de miliarde - un număr atât de mare încât nici nu-l poți imagina cu adevărat - și asta este doar într-un pahar de apă destul de mic. Înțelegerea acestor constituenți minusculi ai materiei este un pas crucial pentru a înțelege proprietățile macroscopice cu care suntem familiarizați în fiecare zi.

Dar cum poți chiar să calculezi ceva de genul numărului de atomi dintr-un pahar cu apă? Trucul în acest caz specific a fost utilizareaMasă molarăde apă și numărul cunoscut de atomi dintr-un mol al oricărei substanțe. Dar masa molară, la rândul ei, depinde deunitate de masă atomică, ceea ce este absolut crucial de înțeles pentru orice student la fizică sau chimie. Din fericire, aceasta este într-adevăr o simplificare a masei reale a unui atom din orice substanță, care vă spune în esență masa relativă în comparație cu un singur neutron sau proton.

Atomii au trei componente majore: protoni, neutroni și electroni. Protonii și neutronii există în interiorul nucleului, care este un aranjament compact al materiei care se află în centrul atomului, iar electronii există ca un „nor fuzzy” în jurul exteriorului acestuia. Există o cantitate imensă de spațiu între nucleu și chiar cel mai apropiat electron. Nucleul are o sarcină pozitivă, deoarece protonii sunt încărcați pozitiv și neutronii sunt neutri, în timp ce norul de electroni poartă o sarcină negativă care echilibrează cea de la neutron.

Nucleul conține cea mai mare parte a masei atomului, deoarece neutronii și protonii sunt mult, mult mai grei decât electronii. De fapt, fie protoni, fie neutroni sunt de aproximativ 1.800 de ori mai mari decât electronii, atât de mult mai mari decât în multe cazuri puteți neglija în siguranță masa unui electron atunci când vă gândiți mai mult la masa atomică în general.

Tabelul periodic enumeră toate elementele (de exemplu, tipurile de atom) găsite în natură, începând cu cel mai simplu, care este atomul de hidrogen.numar atomica unui atom (dat simbolulZ) vă spune câți protoni are atomul elementului în nucleul său și este numărul superior de pe blocul relevant din tabelul periodic. Deoarece aceasta poartă sarcina pozitivă și numărul de electroni (care este o informație esențială când sunteți.) gândirea la legătura atomică) trebuie să fie egală cu aceasta cu neutralitatea electrică generală generală, acest număr caracterizează într-adevăr element.

Pot fi diferiteizotopitotuși, din același element, care au același număr de protoni (și poate fi considerat în mod rezonabil că este același element), dar un număr diferit de neutroni. Acestea pot fi sau nu stabile, ceea ce este un subiect interesant pe cont propriu, dar este important să rețineți deocamdată este că izotopii diferiți au mase diferite, dar aceleași proprietăți generale în majoritatea celorlalți căi.

Deși atomii în forma lor obișnuită sunt neutri din punct de vedere electric, unii atomi sunt predispuși să câștige sau să piardă electroni, ceea ce le poate oferi o sarcină electrică netă. Atomii care au suferit unul dintre aceste procese se numesc ioni.

Masa atomică este în general definită în termeni de unități de masă atomică (amu). Definiția oficială este că 1 amu este 1/12 din masa unui atom de carbon-12. Aici, carbon-12 este modul standard de a spune „izotopul carbonului cu șase protoni și șase neutroni ”, deci vă puteți gândi în cele din urmă la o unitate de masă atomică ca la masa unui proton sau un neutron. Deci, într-un fel, numărul masei atomice este numărul de protoni și neutroni din nucleu, ceea ce înseamnă că nu este același cu numărul atomic,Z​.

Este important de reținut că, din motivele explicate în ultima secțiune, masa electronilor din atom este neglijată atunci când vorbești despre masa atomică în cele mai multe situații. O altă notă interesantă este că masa unui atom este de fapt puțin mai mică decât masa tuturor componentelor combinate, datorită „energiei de legare” de care este nevoie pentru a menține nucleul împreună. Cu toate acestea, aceasta este o altă complicație pe care nu trebuie să o luați în considerare în majoritatea situațiilor.

Numărul inferior al blocului unui element de pe tabelul periodic este masa atomică medie, care este, de asemenea, diferită de masa exprimată în unități de masă atomică. Aceasta este în esență o medie ponderată a maselor diferiților izotopi ai unui element, care reprezintă abundența lor relativă pe Pământ. Deci, într-un anumit sens, aceasta este cea mai exactă măsură „globală” a masei unui element, dar în practică masa atomică a oricărui izotop particular va fi un număr întreg în unități de masă atomică. Pe tabele periodice mai simple, acest „număr de masă atomică” (A) se folosește în locul masei atomice medii.

masa moleculara(sau, pentru a utiliza un termen mai puțin precis, dar și comun, „greutate moleculară”) este masa unei molecule a unei substanțe în unități de masă atomică. Lucrarea este foarte simplă: găsiți formula chimică pentru substanța în cauză și apoi adăugați împreună masele atomice ale atomilor constitutivi. De exemplu, metanul este compus dintr-un atom de carbon și patru atomi de hidrogen și, prin urmare, are masa acestor componente combinată. Un atom de carbon-12 are o masă atomică de 12 și fiecare atom de hidrogen are o masă atomică de 1, deci masa moleculară totală a unei molecule de metan este de 16 amu.

Masa molară a unei substanțe este masa unui mol din substanță. Aceasta se bazează pe numărul lui Avogadro, care vă arată numărul de atomi sau molecule dintr-un mol al unei substanțe și definiția unui mol. Un mol este cantitatea unei substanțe care face ca masa sa în grame să fie aceeași cu numărul său de masă atomică. Deci, pentru carbon-12, de exemplu, un mol are o masă de 12 g.

Numărul lui Avogadro este de 6,022 × 10²³și astfel 12 g de carbon-12 conțin atât de mulți atomi și, de asemenea, 4 g de heliu conține și acești atomi. Este important să ne amintim că, dacă substanța în cauză este o moleculă (adică ceva compus din mai mult de un atom), atunci numărul lui Avogadro vă indică numărul demoleculemai degrabă decât numărul de atomi.

Acest lucru vă oferă tot ce trebuie să știți pentru a trece printr-un exemplu ca cel al paharului de apă din introducere. Sticla conținea 200 mL, care corespund la 200 g din punct de vedere al masei, și o moleculă de apă (formula chimică H₂O) are doi atomi de hidrogen și un atom de oxigen, pentru o masă moleculară de 18 amu și o masă molară de 18 g. Deci, pentru a găsi numărul de atomi, pur și simplu împărțiți masa la masa unui mol pentru a găsi numărul de aluniți și apoi înmulțiți cu numărul lui Avogadro pentru a găsi numărul de molecule. În cele din urmă, observând că fiecare moleculă are trei atomi, înmulțiți cu trei pentru a găsi numărul de atomi individuali.

Lucrarea prin mai multe exemple vă poate ajuta să înțelegeți conceptele cheie despre masa atomică. Cel mai simplu exemplu este calcularea masei unui element simplu precum carbon-12. Procesul este foarte simplu dacă vă gândiți doar în termeni de amu, dar puteți converti amu în kg destul de ușor pentru a obține o măsurare mai standardizată a masei de carbon.

Ar trebui să puteți calcula masa unui atom de carbon în amu pe baza a ceea ce ați învățat deja din articol și observând că există șase protoni și șase neutroni în fiecare atom. Deci, care este masa unui atom de carbon în amu? Desigur, sunt 12 amu. Adăugați cei șase protoni la cei șase neutroni și găsiți răspunsul, deoarece ambele tipuri de particule au o masă de 1 amu.

Conversia amu în kg este destul de simplă și din acest punct: 1 amu = 1,66 × 10⁻²⁷ kg, deci

Acesta este unîntr-adevărmasă mică (și de aceea masa atomică este de obicei măsurată în amu), dar merită remarcat faptul că masa unui electron este de aproximativ 9 × 10⁻³¹, deci este clar că nici măcar adăugarea tuturor celor 12 electroni la masa atomului de carbon nu ar fi făcut o diferență notabilă.

Greutatea moleculară este puțin mai complicată decât simpla calculare a masei unui atom, dar tot ce trebuie a face este să se uite la formula chimică a moleculei și să combine masele atomilor individuali pentru a găsi total. De exemplu, încercați să calculați masa benzenului, care are formula chimică: C₆H₆, observând că sunt atomi de carbon-12 și că este mai degrabă izotopul obișnuit al hidrogenului decât al deuteriului sau tritiului.

Cheia constă în faptul că aveți șase atomi de carbon-12 și șase de hidrogen, deci masa moleculei este:

Procesul de găsire a greutății moleculare poate deveni puțin mai complicat pentru moleculele mai mari, dar urmează întotdeauna același proces.

Găsirea masei atomice medii a unui element implică luarea în considerare atât a masei atomiceșiabundența relativă a izotopului specific de pe Pământ. Carbonul este un bun exemplu pentru asta, deoarece 98,9% din tot carbonul de pe Pământ este carbon-12, 1,1% fiind carbon-13 și unfoarteun procent mic fiind carbon-14, care poate fi neglijat în siguranță.

Procesul de rezolvare este de fapt destul de simplu: Înmulțiți proporția izotopului cu masa izotopului în amu, apoi adăugați-i pe cei doi împreună. Carbon-12 este cel mai frecvent izotop al carbonului, deci vă așteptați ca rezultatul să fie foarte aproape de 12 amu. Nu uitați să convertiți procentele în zecimale (împărțiți-le la 100) înainte de a calcula și veți găsi răspunsul corect:

Acest rezultat este exact ceea ce veți găsi pe un tabel periodic care listează masa atomică medie, mai degrabă decât masa celui mai comun izotop.