Atomic Mass: Definition, Units & How to Calculate

Allt du interagerar med dagligen består i slutändan av atomer. Ett glas vatten på 200 ml innehåller till exempel cirka 6,7 ​​× 10²⁴ molekyler, och eftersom antalet atomer i varje molekyl är tre, finns det totalt cirka 2 × 10²⁵ bara i det enda glaset. Det är 20 miljoner miljarder miljarder - ett tal så stort att du inte ens kan föreställa dig det - och det är bara i ett ganska litet glas vatten. Att förstå dessa små beståndsdelar av materia är ett avgörande steg för att förstå de makroskopiska egenskaperna vi känner till dagligen.

Men hur kan du ens räkna ut något som antalet atomer i ett glas vatten? Tricket i detta specifika fall var att användamolär massavatten och det kända antalet atomer i en mol av något ämne. Men molär massa beror i sin tur påatommasseenhet, vilket är absolut nödvändigt att förstå för alla fysik- eller kemistudenter. Tack och lov är detta verkligen en förenkling av den faktiska massan av en atom av något ämne, vilket i huvudsak berättar om den relativa massan jämfört med en enda neutron eller proton.

Atomer har tre huvudkomponenter: protoner, neutroner och elektroner. Protonerna och neutronerna finns inne i kärnan, vilket är ett kompakt materiearrangemang som sitter i atomens centrum, och elektronerna finns som ett "fuzzy cloud" runt utsidan av den. Det finns en enorm mängd utrymme mellan kärnan och till och med den närmaste elektronen. Kärnan har en positiv laddning, eftersom protonerna är positivt laddade och neutronerna är neutrala, medan elektronmolnet bär en negativ laddning som balanserar den från neutronen.

Kärnan innehåller huvuddelen av atomens massa, eftersom neutronerna och protonerna är mycket, mycket tyngre än elektroner. Faktum är att antingen protoner eller neutroner är cirka 1800 gånger större än elektroner, så mycket större än i i många fall kan du säkert försumma massan av en elektron när du tänker på atommassa mer allmänt.

Det periodiska systemet visar alla element (dvs atomtyper) som finns i naturen, med början på det enklaste, det vill säga väteatomen. Deatomnummerav en atom (ges symbolenZ) berättar hur många protoner atomen för elementet har i sin kärna, och det är det övre numret på det relevanta blocket i det periodiska systemet. Eftersom detta har den positiva laddningen och antalet elektroner (vilket är en viktig information när du är tänker på atombindning) måste vara lika med detta till den huvudsakliga elektriska neutraliteten, detta nummer kännetecknar verkligen element.

Det kan vara annorlundaisotoperav samma element, emellertid, som har samma antal protoner (och så rimligen kan betraktas som samma element), men ett annat antal neutroner. Dessa kan vara eller inte vara stabila, vilket är ett intressant ämne i sig, men det viktiga att notera för nu är att olika isotoper har olika massor men samma totala egenskaper i de flesta andra sätt.

Även om atomer i sin vanliga form är elektriskt neutrala, är vissa atomer benägna att få eller förlora elektroner, vilket kan ge dem en nettoladdning. Atomer som har genomgått en av dessa processer kallas joner.

Atommassan definieras generellt i termer av atommasseenheter (amu). Den officiella definitionen är att 1 amu är 1/12 av massan av en kol-12-atom. Här är kol-12 det vanliga sättet att säga ”kolens isotop med sex protoner och sex neutroner, så att du i slutändan kan tänka på en atommasseenhet som massan av antingen en proton eller en neutron. Så på ett sätt är atommassantalet antalet protoner och neutroner i kärnan, och det betyder att det inte är detsamma som atomnumret,Z​.

Det är viktigt att notera att, av de skäl som förklarades i det sista avsnittet, missas elektronernas massa i atomen när du pratar om atommassa i de flesta situationer. En annan intressant anmärkning är att massan av en atom faktiskt är något mindre än massan av alla komponenter tillsammans, på grund av den "bindande energi" som krävs för att hålla kärnan ihop. Detta är dock en annan komplikation som du inte behöver tänka på i de flesta situationer.

Det lägre numret på ett elements block i det periodiska systemet är den genomsnittliga atommassan, som också skiljer sig från massan uttryckt i atommasseenheter. Detta är i huvudsak ett viktat genomsnitt av massorna av olika isotoper av ett element, som redogör för deras relativa överflöd på jorden. Så på sätt och vis är detta det mest exakta "övergripande" måttet på ett grundmassa, men i praktiken kommer atommassan för en viss isotop att vara ett heltal i atommasseenheter. På enklare periodiska tabeller är detta "atommassnummer" (A) används istället för den genomsnittliga atommassan.

Demolekylär massa(eller, för att använda en mindre exakt men också vanligare term, "molekylvikt") är massan av en molekyl av ett ämne i atommasseenheter. Att utarbeta detta är väldigt enkelt: Du hittar den kemiska formeln för ämnet i fråga och lägger sedan samman atommassorna för de ingående atomerna. Till exempel består metan av en kolatom och fyra väteatomer, så det har massan av dessa komponenter kombinerat. En kol-12-atom har en atommassa på 12 och varje väteatom har en atommassa på 1, så den totala molekylmassan för en metanmolekyl är 16 amu.

Molmassan för ett ämne är massan av en mol av ämnet. Detta är baserat på Avogadros nummer, som berättar antalet atomer eller molekyler i en mol av ett ämne och definitionen av en mol. En mol är mängden av ett ämne som gör dess massa i gram samma som dess atommassantal. Så för kol-12, till exempel, har en mol en massa på 12 g.

Avogadros nummer är 6,022 × 10²³och så innehåller 12 g kol-12 så många atomer, och på samma sätt innehåller 4 g helium också så många atomer. Det är viktigt att komma ihåg att om ämnet i fråga är en molekyl (dvs. något som består av mer än en atom) så berättar Avogadros nummer dig antaletmolekylersnarare än antalet atomer.

Detta ger dig allt du behöver veta för att gå igenom ett exempel som glaset i introduktionen. Glaset innehöll 200 ml, vilket motsvarar 200 g i termer av massa, och en vattenmolekyl (kemisk formel H₂O) har två väteatomer och en syreatom, för en molekylvikt av 18 amu och en molär massa av 18 g. Så för att hitta antalet atomer delar du helt enkelt massan med massan av en mol för att hitta antalet mol och multiplicerar sedan med Avogadros nummer för att hitta antalet molekyler. Slutligen, och notera att varje molekyl har tre atomer, multiplicerar du med tre för att hitta antalet enskilda atomer.

Genom att arbeta igenom fler exempel kan du förstå nyckelbegreppen om atommassa. Det enklaste exemplet är att utarbeta massan av ett enkelt element som kol-12. Processen är väldigt enkel om du bara tänker på amu, men du kan också konvertera amu till kg ganska enkelt för att få en mer standardiserad mätning av massan av kol.

Du borde kunna beräkna massan av en kolatom i amu baserat på vad du redan har lärt dig från artikeln och notera att det finns sex protoner och sex neutroner i varje atom. Så vad är massan av en kolatom i amu? Naturligtvis är det 12 amu. Du lägger till de sex protonerna till de sex neutronerna och hittar svaret, eftersom båda typerna av partiklar har en massa på 1 amu.

Omvandla amu till kg är också ganska enkelt från denna punkt: 1 amu = 1,66 × 10⁻²⁷ kg, så

Det här är enverkligenliten massa (och det är därför atommassan vanligtvis mäts i amu istället), men det är värt att notera att en elektronmassa är ungefär 9 × 10⁻³¹, så det är tydligt att till och med tillsättning av alla 12 elektronerna till kolatommens massa inte skulle ha gjort någon anmärkningsvärd skillnad.

Molekylvikten är lite mer komplicerad än att bara räkna ut en atoms massa, men allt du behöver göra är att titta på molekylens kemiska formel och kombinera massorna av de enskilda atomerna för att hitta total. Försök till exempel att beräkna bensenmassan, som har den kemiska formeln: C₆H₆och noterar att de är kol-12-atomer och att det är den vanliga isotopen av väte snarare än deuterium eller tritium.

Nyckeln är att lägga märke till att du har sex atomer kol-12 och sex väte, så molekylens massa är:

Processen att hitta molekylvikten kan bli lite mer komplicerad för större molekyler, men den följer alltid samma process.

Att hitta den genomsnittliga atommassan för ett element innebär att man beaktar både atommassanochdet relativa överflödet av den specifika isotopen på jorden. Kol är ett bra exempel på detta eftersom 98,9 procent av allt kol på jorden är kol-12, med 1,1 procent kol-13 och enmycketliten andel är kol-14, vilket säkert kan försummas.

Processen för att utarbeta detta är faktiskt ganska enkel: Multiplicera isotopens andel med isotopens massa i amu och lägg sedan samman de två. Kol-12 är den vanligaste isotopen av kol, så du förväntar dig att resultatet blir mycket nära 12 amu. Kom ihåg att konvertera procentsatserna till decimaler (dela dem med 100) innan du beräknar och du kommer med rätt svar:

Detta resultat är exakt vad du hittar i ett periodiskt system som visar den genomsnittliga atommassan snarare än massan av den vanligaste isotopen.