Атомска маса: Дефиниција, јединице и како израчунати

Све са чиме свакодневно комуницирате на крају се састоји од атома. На пример, чаша воде од 200 мл садржи око 6,7 × 10²⁴ молекула, а пошто је број атома у сваком молекулу три, укупно их има око 2 × 10²⁵ атома у само тој једној чаши. То је 20 милиона милијарди милијарди - број толико велик да га заправо не можете ни замислити - а то је само у прилично малој чаши воде. Разумевање ових ситних састојака материје је пресудан корак ка разумевању макроскопских својстава која су нам позната из дана у дан.

Али како уопште можете израчунати нешто попут броја атома у чаши воде? Трик у овом конкретном случају је био коришћењемоларна масаводе и познати број атома у молу било које супстанце. Али моларна маса, пак, зависи одјединица атомске масе, што је апсолутно пресудно за разумевање за сваког студента физике или хемије. Срећом, ово је заиста поједностављење стварне масе атома било које супстанце, што вам у суштини говори о релативној маси у поређењу са једним неутроном или протоном.

Атоми имају три главне компоненте: протоне, неутроне и електроне. Протони и неутрони постоје унутар језгра, што је компактни распоред материје који се налази у средишту атома, а електрони постоје као „мутни облак“ око његове спољне стране. Између језгра и чак најближег електрона постоји огромна количина простора. Језгро има позитивно наелектрисање, јер су протони позитивно наелектрисани, а неутрони неутрални, док облак електрона носи негативан набој који то уравнотежује са неутроном.

Језгро садржи главнину масе атома, јер су неутрони и протони много, много тежи од електрона. У ствари, или протони или неутрони су око 1.800 пута већи од електрона, толико већи него у у многим случајевима можете безбедно занемарити масу електрона када више размишљате о атомској маси обично.

Периодни систем наводи све елементе (тј. Врсте атома) који се налазе у природи, почев од најједноставнијег, а то је атом водоника. Тхеатомски бројатома (дат им је симболЗ.) говори вам колико протона има атом атома у свом језгру и то је горњи број на одговарајућем блоку у периодном систему. Јер ово носи позитиван набој и број електрона (што је суштинска информација када сте размишљајући о атомској вези) мора бити једнак овоме главној укупној електричној неутралности, овај број заиста карактерише елемент.

Могу бити различитиизотопиистог елемента, међутим, који имају једнак број протона (и тако се разумно може сматрати истим елементом), али различит број неутрона. Они могу или не морају бити стабилни, што је сама по себи занимљива тема, али је важно напоменути за сада је да различити изотопи имају различите масе, али иста општа својства у већини других начине.

Иако су атоми у свом уобичајеном облику електрично неутрални, неки атоми су склони добијању или губљењу електрона, што им може дати нето електрични набој. Атоми који су прошли један од ових процеса називају се јони.

Атомска маса је генерално дефинисана у смислу јединица атомске масе (аму). Званична дефиниција је да је 1 аму 1/12 масе атома угљеника-12. Овде је угљеник-12 стандардни начин да се каже „изотоп угљеника са шест протона и шест неутрона “, тако да на крају о атомској јединици масе можете мислити као о маси протона или неутрон. Дакле, на неки начин, атомски масени број је број протона и неутрона у језгру, а то значи да није исти као атомски број,З.​.

Важно је напоменути да се из разлога објашњених у последњем одељку маса електрона у атому занемарује када у већини ситуација говорите о атомској маси. Још једна занимљива напомена је да је маса атома заправо нешто мања од масе свих компонената заједно, због „енергије везивања“ која је потребна да се језгро држи заједно. Међутим, ово је још једна компликација коју заправо не требате узети у обзир у већини ситуација.

Доњи број на блоку елемента на периодном систему је просечна атомска маса, која се такође разликује од масе изражене у јединицама атомске масе. Ово је у основи пондерисани просек маса различитих изотопа елемента, узимајући у обзир њихову релативну бројност на Земљи. Дакле, ово је у одређеном смислу најтачнија „укупна“ мера масе елемента, али у пракси ће атомска маса било ког одређеног изотопа бити цео број у јединицама атомске масе. На једноставнијим периодним системима овај „атомски масени број“ (А.) користи се уместо просечне атомске масе.

Тхемолекуларна маса(или, да употребимо мање тачан, али такође уобичајен термин, „молекуларна тежина“) је маса молекула супстанце у јединицама атомске масе. Разрадити ово је заиста једноставно: Наћи ћете хемијску формулу дотичне супстанце, а затим збројити атомске масе саставних атома. На пример, метан се састоји од једног атома угљеника и четири атома водоника, тако да има масу ових компонената у комбинацији. Један атом угљеника-12 има атомску масу 12, а сваки атом водоника атомску масу 1, па је укупна молекулска маса молекула метана 16 аму.

Моларна маса супстанце је маса једног мола супстанце. Ово се заснива на Авогадровом броју, који вам говори о броју атома или молекула у једном молу супстанце и дефиницији мола. Крт је количина супстанце која чини његову масу у грамима једнаком атомском масеном броју. Тако, на пример, за угљеник-12, један мол има масу од 12 г.

Авогадров број је 6.022 × 10²³и тако 12 г угљеника-12 садржи оволико атома, а исто тако и 4 г хелијума садржи оволико атома. Важно је запамтити да ако је супстанца у питању молекул (тј. Нешто што се састоји од више од једног атома), онда вам Авогадров број говори о бројумолекуланего број атома.

Ово вам даје све што треба да знате да бисте прошли кроз пример попут чаше воде у уводу. Чаша је садржала 200 мл, што у маси одговара 200 г, и један молекул воде (хемијска формула Х₂О) има два атома водоника и један атом кисеоника, за молекулску масу од 18 аму и моларну масу од 18 г. Дакле, да бисте пронашли број атома, једноставно поделите масу са масом мола да бисте пронашли број молова, а затим помножите са Авогадровим бројем да бисте пронашли број молекула. На крају, напомињући да сваки молекул има три атома, множите са три да бисте пронашли број појединачних атома.

Обрада више примера може вам помоћи да разумете кључне појмове о атомској маси. Најједноставнији пример је обрађивање масе једноставног елемента попут угљеника-12. Процес је заиста једноставан ако размишљате само о аму, али такође можете прилично лако да претворите аму у кг да бисте добили стандардизованије мерење масе угљеника.

Морали бисте да будете у могућности да израчунате масу атома угљеника у аму на основу онога што сте већ научили из чланка, уз напомену да у сваком атому има шест протона и шест неутрона. Па, колика је маса атома угљеника у аму? Наравно, то је 12 аму. Додате шест протона у шест неутрона и нађете одговор, јер обе врсте честица имају масу од 1 аму.

Претварање аму у кг је и од ове тачке прилично једноставно: 1 аму = 1,66 × 10⁻²⁷ кг, дакле

Ово јестварномајушна маса (и зато се атомска маса уместо тога мери у аму), али вреди напоменути да је маса електрона око 9 × 10⁻³¹, па је јасно да чак и додавање свих 12 електрона у масу атома угљеника не би направило значајну разлику.

Молекуларна тежина је мало компликованија од самог израчунавања масе атома, али све што морате треба погледати хемијску формулу молекула и комбиновати масе појединачних атома да би се пронашао укупно. На пример, покушајте да израчунате масу бензена који има хемијску формулу: Ц.₆Х.₆, уз напомену да су атоми угљеника-12 и да је то уобичајени изотоп водоника, а не деутеријум или тритијум.

Кључно је приметити да имате шест атома угљеника-12 и шест водоника, па је маса молекула:

Процес проналажења молекулске тежине може постати мало компликованији за веће молекуле, али увек следи исти процес.

Проналажење просечне атомске масе елемента укључује разматрање и атомске масеирелативни број специфичног изотопа на Земљи. Угљеник је добар пример за то јер 98,9 процената целокупног угљеника на Земљи чини угљеник-12, од чега 1,1 одсто чини угљеник-13 иврломали проценат је угљеник-14, што се може сигурно занемарити.

Процес за решавање овог проблема је заправо прилично једноставан: Помножите удео изотопа са масом изотопа у аму, а затим саберите та два. Угљеник-12 је најчешћи изотоп угљеника, па бисте очекивали да ће резултат бити врло близу 12 аму. Не заборавите да проценте претворите у децимале (поделите са 100) пре израчунавања и добићете тачан одговор:

Овај резултат је управо оно што ћете наћи на периодном систему који садржи просечну атомску масу, а не масу најчешћег изотопа.