ATOMIC MASS: KAHULUGAN, URI, KUNG PAANO MAKALKULA ITO, MGA HALIMBAWA - CHEMISTRY - 2025

Ang atomic mass ay ang dami ng materyal na naroroon sa isang atom, na maaaring maipahayag sa ordinaryong pisikal na yunit o sa mga yunit ng mass atomic (uma ou). Ang isang atom ay walang laman sa halos lahat ng istraktura nito; ang mga electron na nagkakalat sa mga rehiyon na tinatawag na mga orbit, kung saan mayroong isang tiyak na posibilidad ng paghahanap ng mga ito, at ang kanilang nucleus.

Sa nucleus ng atom ay ang mga proton at neutron; ang dating na may positibong singil, habang ang huli ay may neutral na singil. Ang dalawang subatomic na mga particle na ito ay may masa na mas malaki kaysa sa elektron; samakatuwid, ang masa ng isang atom ay pinamamahalaan ng nucleus nito at hindi sa vacuum ni sa pamamagitan ng mga electron.

Ang pangunahing mga subatomic particle at ang masa ng nucleus. Pinagmulan: Gabriel Bolívar.

Ang masa ng isang elektron ay humigit-kumulang na 9.1 · 10 ^-31 kg, habang ang proton na 1.67 · 10 ^-27 kg, ang mass ratio ay 1,800; iyon ay, isang proton na "timbang" 1,800 beses nang higit pa kaysa sa isang elektron. Katulad nito ang nangyayari sa masa ng neutron at elektron. Iyon ang dahilan kung bakit ang malawak na kontribusyon ng elektron para sa mga ordinaryong layunin ay itinuturing na bale-wala.

Dahil dito, karaniwang ipinapalagay na ang masa ng atom, o atomic mass, ay nakasalalay lamang sa masa ng nucleus; na naman, ay binubuo ng kabuuan ng bagay ng mga neutron at proton. Dalawang konsepto ang lumitaw mula sa pangangatwiran na ito: bilang ng masa at atomic mass, kapwa malapit na nauugnay.

Sa sobrang "walang bisa" sa mga atoms, at dahil ang kanilang masa ay halos ganap na isang function ng nucleus, inaasahan na ang huli ay labis na siksik.

Kung aalisin natin ang sinabi na walang bisa sa anumang katawan o bagay, ang mga sukat nito ay biglang makontrata. Gayundin, kung maaari naming bumuo ng isang maliit na bagay batay sa atomic nuclei (nang walang mga electron), kung gayon magkakaroon ito ng isang masa ng milyun-milyong tonelada.

Sa kabilang banda, ang mga atomic masa ay tumutulong upang makilala ang iba't ibang mga atomo ng parehong elemento; Ito ang mga isotopes. Dahil may mas maraming isotopes kaysa sa iba, ang isang average ng masa ng mga atoms ay dapat na tinantya para sa isang naibigay na elemento; average na maaaring mag-iba mula sa planeta sa planeta, o mula sa isang lugar ng puwang hanggang sa iba pa.

Kahulugan at konsepto

Sa pamamagitan ng kahulugan, ang atomic mass ay ang kabuuan ng masa ng mga proton at neutron na ipinahayag sa uma o u. Ang nagresultang bilang (kung minsan ay tinatawag ding isang bilang ng masa) ay inilalagay nang walang sukat sa kanang kaliwang sulok sa notasyon na ginamit para sa mga nuclides. Halimbawa, para sa elemento ¹⁵ X ang atomic mass nito ay 15uma o 15u.

Ang masa ng atomic ay hindi masasabi ng marami tungkol sa totoong pagkakakilanlan ng elementong ito X. Sa halip, ang numero ng atomic ay ginagamit, na tumutugma sa mga proton sa nucleus ng X. Kung ang bilang na ito ay 7, kung gayon ang pagkakaiba ( 15-7) ay magiging pantay sa 8; iyon ay, ang X ay may 7 proton at 8 neutron, na ang kabuuan kung saan ay 15.

Pagbabalik sa imahe, ang nucleus ay may 5 neutron at 4 proton, kaya ang dami ng masa nito ay 9; at naman naman 9 amu ang masa ng atom nito. Sa pamamagitan ng pagkakaroon ng 4 na proton, at pagkonsulta sa pana-panahong talahanayan, makikita na ang nucleus na ito ay tumutugma sa elemento ng beryllium, Maging (o ⁹ Be).

Atomic mass unit

Ang mga atom ay napakaliit upang masusukat ang kanilang masa sa pamamagitan ng maginoo na mga pamamaraan o ordinaryong balanse. Ito ay para sa kadahilanang ito na ang uma, uo Da (kulay bulag) ay naimbento. Ang mga yunit na ito na nilikha para sa mga atom ay nagbibigay-daan sa iyo na magkaroon ng isang ideya kung gaano kalaki ang mga atoms ng isang elemento na may kaugnayan sa bawat isa.

Ngunit ano ba talaga ang kinakatawan ng isang umaaso? Dapat mayroong sanggunian upang maitaguyod ang mga relasyon sa masa. Para sa mga ito, ang ¹² C atom ay ginamit bilang isang sanggunian , na kung saan ay ang pinaka-sagana at matatag na isotope para sa carbon. Ang pagkakaroon ng 6 na proton (ang atomic number Z), at 6 na neutron, ang atomic mass nito ay 12.

Ang palagay ay ginawa na ang mga proton at neutron ay may parehong masa, upang ang bawat isa ay nag-aambag ng 1 amu. Ang yunit ng atomic mass ay pagkatapos ay tinukoy bilang isang ikalabindalawa (1/12) ng masa ng isang carbon-12 na atom; ito ang masa ng isang proton o neutron.

Pagkakapantay-pantay sa gramo

At ngayon ang sumusunod na tanong ay lumitaw: kung gaano karaming mga gramo ang katumbas ng 1 amu? Dahil sa una ay hindi sapat na mga advanced na pamamaraan upang masukat ito, ang mga chemists ay tumira para sa pagpapahayag ng lahat ng masa sa amu; gayunpaman, ito ay isang kalamangan at hindi isang kawalan.

Bakit? Sapagkat napakaliit ng mga subatomic particle, ang kanilang masa, na ipinahayag sa gramo, ay dapat na maliit lamang. Sa katunayan, 1 amu ay katumbas ng 1.6605 · 10 ^-24 gramo. Bukod dito, sa paggamit ng konsepto ng nunal, hindi isang problema upang gumana ang masa ng mga elemento at ang kanilang mga isotopes na may amu na alam na ang nasabing mga yunit ay maaaring mabago upang g / mol.

Halimbawa, bumalik sa ¹⁵ X at ⁹ Maging, mayroon kaming na ang kanilang atomic masa ay 15 amu at 9 amu, ayon sa pagkakabanggit. Dahil ang mga yunit na ito ay napakaliit at hindi direktang sabihin kung gaano mahalaga ang isang "timbangin" upang manipulahin ang mga ito, sila ay binago sa kani-kanilang mga molar masses: 15 g / mol at 9 g / mol (nagpapakilala sa mga konsepto ng mga moles at bilang ni Avogadro).

Average na atomic mass

Hindi lahat ng mga atomo ng parehong elemento ay may parehong masa. Nangangahulugan ito na dapat silang magkaroon ng mas maraming subatomic na mga particle sa nucleus. Ang pagiging pareho elemento, ang atomic number o bilang ng mga proton ay dapat manatiling pare-pareho; samakatuwid, may pagkakaiba-iba lamang sa dami ng mga neutrons na kanilang natamo.

Ito ay kung paano lumilitaw mula sa kahulugan ng mga isotopes: mga atomo ng parehong elemento ngunit may iba't ibang masa ng atomic. Halimbawa, ang beryllium halos ganap na binubuo ng isotope ⁹ Be, na may mga halaga ng bakas na ¹⁰ Be. Gayunpaman, ang halimbawang ito ay hindi masyadong kapaki-pakinabang sa pag-unawa sa konsepto ng average na atomic mass; kailangan namin ng isa na may higit pang mga isotop.

Halimbawa

Ipagpalagay na ang elemento ⁸⁸ J ay umiiral , ito ang pangunahing isotop ng J na may kasaganaan na 60%. Si J ay may dalawang iba pang isotopes: ⁸⁶ J, na may kasaganaan na 20%, at ⁹⁰ J, na may kasaganaan din ng 20%. Nangangahulugan ito na sa 100 J atoms na kinokolekta namin sa Earth, 60 sa kanila ay ⁸⁸ J, at ang natitirang 40 isang halo ng ⁸⁶ J at ⁹⁰ J.

Ang bawat isa sa tatlong isotopes ng J ay may sariling atomic mass; iyon ay, ang kanilang kabuuan ng mga neutron at proton. Gayunpaman, ang mga ito ay dapat na mai-average upang magkaroon ng isang atomic mass para sa J sa kamay; dito sa Earth, dahil maaaring may iba pang mga rehiyon ng Uniberso kung saan ang kasaganaan ng ⁸⁶ J ay 56% at hindi 60%.

Upang makalkula ang average na atomic mass ng J, ang timbang na average ng masa ng mga isotop nito ay dapat makuha; iyon ay, isinasaalang-alang ang porsyento ng kasaganaan para sa bawat isa sa kanila. Ganito mayroon kami:

Karaniwang Misa (J) = (86 amu) (0.60) + (88 amu) (0.20) + (90 amu) (0.20)

= 87.2 amu

Iyon ay, ang average na atomic mass (na kilala rin bilang ang bigat ng atom) ng J ay 87.2 amu. Samantala, ang molar mass nito ay 87.2 g / mol. Tandaan na ang 87.2 ay malapit sa 88 kaysa sa 86, at malayo din ito sa 90.

Ganap na atomic mass

Ang ganap na atomic mass ay ang atomic mass na ipinahayag sa gramo. Simula sa halimbawa ng elementong hypothetical J, maaari nating kalkulahin ang ganap na atomic mass (na sa average) alam na ang bawat amu ay katumbas ng 1.6605 · 10 ^-24 gramo:

Ganap na atomic mass (J) = 87.2 amu * (1.6605 · 10 ^-24 g / amu)

= 1.447956 · 10 ^-22 g / J atom

Nangangahulugan ito na sa average na ang J atoms ay may ganap na misa na 1.447956 · 10 ^-22 g.

Relatibong atomic mass

Ang kamag-anak na atomic mass ayon sa numero ay magkapareho sa average na atomic mass para sa isang naibigay na elemento; Gayunpaman, hindi katulad ng pangalawa, ang una ay nagkakaisa ng pagkakaisa. Samakatuwid, ito ay walang sukat. Halimbawa, ang average na atomic mass ng beryllium ay 9.012182 u; habang ang kamag-anak na atomic mass ay simpleng 9.012182.

Iyon ang dahilan kung bakit minsan ang mga konsepto na ito ay madalas na maling na -interpret bilang mga kasingkahulugan, dahil ang mga ito ay halos kapareho at ang mga pagkakaiba sa pagitan ng mga ito ay banayad. Ngunit ano ang kaugnayan ng mga ito? Kakaugnay sa isang ikalabing dalawang bahagi ng masa ng ¹² C.

Sa gayon, ang isang elemento na may isang kamag-anak na atomic mass na 77 ay nangangahulugan na mayroon itong isang masa na 77 beses na mas malaki kaysa sa ^1/12 ng ¹² C.

Ang mga tumingin sa mga elemento sa pana-panahong talahanayan ay makikita na ang kanilang masa ay medyo ipinahayag. Wala silang mga yunit ng amu, at isinalin bilang: ang bakal ay may isang atomic mass na 55,846, na nangangahulugan na 55,846 beses na mas malaki kaysa sa masa ng 1/12 na bahagi ng ¹² C, at na maaari rin itong ipahiwatig bilang 55,846 amu o 55.846 g / mol.

Paano makalkula ang atomic mass

Sa matematika, isang halimbawa ang ibinigay kung paano makalkula ito sa halimbawa ng elemento J. Sa pangkalahatang mga termino, dapat nating ilapat ang timbang na average na pormula, na magiging:

P = Σ (isotope atomic mass) (kasaganaan sa mga decimals)

Iyon ay, ang pagkakaroon ng mga atomic masa (neutrons + proton) ng bawat isotope (normal na natural) para sa isang naibigay na elemento, pati na rin ang kani-kanilang mga terrestrial na kasaganaan (o anuman ang isinasaalang-alang ng rehiyon), pagkatapos ay sinabi ang timbang na average ay maaaring makalkula.

At bakit hindi lamang ang average na aritmetika? Halimbawa, ang average na atomic mass ng J ay 87.2 amu. Kung kinakalkula namin muli ang misa ngunit aritmetika magkakaroon kami:

Average na masa (J) = (88 amu + 86 amu + 90 amu) / 3

= 88 amu

Tandaan na mayroong isang mahalagang pagkakaiba sa pagitan ng 88 at 87.2. Ito ay dahil ipinapalagay ng average na aritmetika na ang kasaganaan ng lahat ng mga isotop ay pareho; Dahil mayroong tatlong isotopes ng J, ang bawat isa ay dapat magkaroon ng isang kasaganaan na 100/3 (33.33%). Ngunit hindi ito ang katotohanan sa katotohanan: mayroong mas masaganang isotopes kaysa sa iba.

Iyon ang dahilan kung bakit ang average na may timbang na average ay kinakalkula, dahil isinasaalang-alang kung gaano kalaki ang isang isotope na may paggalang sa isa pa.

Mga halimbawa

Carbon

Upang makalkula ang average na atomic mass ng carbon kailangan namin ang natural na isotopes nito sa kani-kanilang mga kasaganaan. Sa kaso ng carbon, ito ay: ¹² C (98.89%) at ¹³ C (1.11%). Ang kanilang kamag-anak na atomic masa ay 12 at 13, ayon sa pagkakabanggit, na kung saan ay pantay-pantay sa 12 amu at 13 amu. Paglutas:

Average na atomic mass (C) = (12 amu) (0.9889) + (13 amu) (0.0111)

= 12.0111 amu

Samakatuwid, ang masa ng isang carbon atom ay nasa average na 12.01 amu. Tulad ng may mga bakas na halaga ng ¹⁴ C, halos walang impluwensya sa average na ito.

Sosa

Lahat ng mga terrestrial sodium atoms ay binubuo ng ²³ Na isotope , kaya ang kasaganaan nito ay 100%. Iyon ang dahilan kung bakit sa ordinaryong mga kalkulasyon ang masa ay maaaring ipalagay na simpleng 23 amu o 23 g / mol. Gayunpaman, ang eksaktong masa nito ay 22.98976928 amu.

Oxygen

Ang tatlong isotopes ng oxygen kasama ang kani-kanilang kasaganaan ay: ¹⁶ O (99.762%), ¹⁷ O (0.038%) at ¹⁸ O (0.2%). Mayroon kaming lahat upang makalkula ang average na atomic mass:

Average na atomic mass (O) = (16 amu) (0.99762) + (17 amu) (0.00038) + (18 amu) (0.002)

= 16.00438 amu

Kahit na ang iniulat na eksaktong masa ay talagang 15.9994 amu.

Nitrogen

Ang pag-uulit ng parehong mga hakbang na may oxygen na mayroon kami: ¹⁴ N (99.634%) at ¹⁵ N (0.366%). Kaya:

Average na atomic mass (N) = (14 amu) (0.99634) + (15 amu) (0.00366)

= 14.00366 amu

Tandaan na ang naiulat na masa para sa nitroheno ay 14.0067 amu, bahagyang mas mataas kaysa sa kinakalkula namin.

Chlorine

Ang mga isotopes ng klorin kasama ang kani-kanilang mga kasaganaan ay: ³⁵ Cl (75.77%) at ³⁷ Cl (24.23%). Kinakalkula ang average na atomic mass na mayroon kami:

Average na atomic mass (Cl) = (35 amu) (0.7577) + (37 amu) (0.2423)

= 35.4846 amu

Tunay na katulad sa isang iniulat (35,453 amu).

Dysprosium

At sa wakas, ang average na masa ng isang elemento na may maraming likas na isotop ay makakalkula: dysprosium. Ito at ang kani-kanilang mga kasaganaan ay: ¹⁵⁶ Dy (0.06%), ¹⁵⁸ Dy (0.10%), ¹⁶⁰ Dy (2.34%), ¹⁶¹ Dy (18.91%), ¹⁶² Dy (25.51 %), ¹⁶³ Dy (24.90%) at ¹⁶⁴ Dy (28.18%).

Nagpapatuloy kami tulad ng sa mga nakaraang halimbawa upang makalkula ang atomic mass ng metal na ito:

Average na atomic mass (Dy) = (156 amu) (0.0006%) + (158 amu) (0.0010) + (160 amu) (0.0234) + (161 amu) (0.1891) + (162 amu) (0.2551) + (163 amu) (0.2490) + (164 amu) (0.2818)

= 162.5691 amu

Ang iniulat na misa ay 162,500 amu. Tandaan na ang average na ito ay nasa pagitan ng 162 at 163, dahil ang ¹⁵⁶ Dy, ¹⁵⁸ Dy at ¹⁶⁰ Dy isotopes ay kakaunti; habang ang namamayani ay ¹⁶² Dy, ¹⁶³ Dy at ¹⁶⁴ Dy.

Mga Sanggunian

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemistry (Ika-8 ed.). CENGAGE Pag-aaral.
2. Wikipedia. (2019). Atomic mass. Nabawi mula sa: en.wikipedia.org
3. Christopher Masi. (sf). Atomic Mass. Nabawi mula sa: wsc.mass.edu
4. Natalie Wolchover. (Setyembre 12, 2017). Paano Mo Timbangin ang Atom? Live Science. Nabawi mula sa: livescience.com
5. Chemistry LibreTexts. (Hunyo 05, 2019). Pagkalkula ng Atomic Mass. Nabawi mula sa: chem.libretexts.orgs
6. Sina Edward Wichers at H. Steffen Peiser. (Disyembre 15, 2017). Konting bigat. Encyclopædia Britannica. Nabawi mula sa: britannica.com