Jeg vil vide alt

Atom masse

Pin
Send
Share
Send


"Atom masseenhed" omdirigerer her. "Atom masse" bør ikke forveksles med "atomvægt."Et stiliseret lithium-7-atom, der viser 3 protoner, 4 neutroner og 3 elektroner (hver elektron er ca. 1800 gange mindre end en proton eller neutron). Sjælden Lithium-6 har kun 3 neutroner, hvilket reducerer atomvægten (gennemsnit) til 6.941.

Det atommasse (m-en) er massen af ​​et enkelt atom, når atomet er i hvile på sit laveste energiniveau (eller "jordtilstand"). I betragtning af at et kemisk element kan eksistere som forskellige isotoper, der har forskellige antal neutroner i deres atomkerner, beregnes atommassen for hver isotop separat. Atommasse udtrykkes oftest i forenede atommasseenheder, hvor en samlet atommasseenhed er defineret som en tolvtedel af massen af ​​et enkelt atom i carbon-12-isotopen.

Præcisering af terminologi

Atommassen skal adskilles fra andre udtryk såsom relativ atommasse og massetal.

  • Relativ atommasse og atomvægt: Den relative atommasse (Ar) af et element er forholdet mellem massen af ​​et atom af elementet og en tolvtedel af massen af ​​et atom med carbon-12. Fordi et element i naturen sædvanligvis er en blanding af isotoper, er den relative atommasse også det vægtede middelværdi af atommasserne af alle atomer i en bestemt prøve af elementet, vægtet med isotopisk overflod. I denne forstand blev relativ atommasse engang kendt som atomvægt.1
  • Masse nummer: Massetallet for en isotop er det samlede antal nukleoner (neutroner plus protoner) i kernen i hvert atom i isotopen. Afrunding af atommassen af ​​en isotop giver normalt det totale nukleonantal. Neutronantalet kan derefter afledes ved at trække atomnummeret (antal protoner) fra massetallet.

Ofte har et element en overvejende isotop. I et sådant tilfælde kan den faktiske numeriske forskel mellem atommassen for den vigtigste isotop og den relative atommasse eller standardatommets vægt af elementet være meget lille, således at det ikke påvirker de fleste bulkberegninger; men en sådan fejl kan være kritisk, når man overvejer individuelle atomer. For elementer med mere end en fælles isotop kan forskellen mellem atommassen i den mest almindelige isotop og elementets relative atommasse være så meget som en halv masseenhed eller mere (som i tilfældet med klor). Atomen i massen af ​​en usædvanlig isotop kan afvige fra den relative atommasse eller standard atomvægt med flere masseenheder.

Et element kan have forskellige atomvægte afhængigt af kilden. I betragtning af omkostningerne og vanskelighederne ved isotopanalyse er det ikke desto mindre sædvanligt at anvende de tabulerede værdier for standardatomvægte, som er allestedsnærværende i kemiske laboratorier.

Samlet atommasseenhed

Det samlet atommasseenhed (u), eller dalton (da), eller nogle gange universel masseenhed, er en masseenhed, der bruges til at udtrykke atom- og molekylmasser. Det er defineret som en tolvtedel af massen af ​​et ubundet atom med carbon-12 (12C) i hvile og i dens jordtilstand.2

1 u = 1 /NEN gram = 1 / (1000 NEN) kg (hvor NEN er Avogadros nummer)
1 u = 1.660538782 (83) × 10−27 kg = 931,494027 (23) MeV / c2

Det atommasseenhed (amu) er et ældre navn i en meget lignende skala. Symbolet amu til atommasseenhed er ikke et symbol for den samlede atommasseenhed. Det kan ses som en historisk artefakt skrevet i det tidspunkt, hvor amu-skalaen blev brugt, eller den kan bruges korrekt, når der refereres til dens historiske brug. Lejlighedsvis kan det bruges med fejl (muligvis stammer fra forvirring omkring dets historiske anvendelse).

Den samlede atommasseenhed eller dalton er ikke en SI-masseenhed, men den accepteres til brug med SI under begge navne. Atommasser skrives ofte uden nogen enhed, og så antydes den samlede atommasseenhed.

I biokemi og molekylærbiologi bruges udtrykket "kilodalton" med symbolet kDa, når der henvises til makromolekyler, såsom proteiner eller nukleinsyrer. Fordi proteiner er store molekyler, gives deres masser i kilodalton, hvor en kilodalton er 1000 dalton.

Den samlede atommasseenhed er omtrent lig med massen af ​​et hydrogenatom, en proton eller en neutron.

Teknisk er atommassen lig med den totale masse af protoner, neutroner og elektroner i atomet (når atomet er bevægelsesfrit) plus den masse, der er indeholdt i bindingsenergien i atomens kerne. Imidlertid kan massen af ​​et elektron (der er ca. 1/1836 af massen af ​​en proton) og massen indeholdt i nukleærbinding (som generelt er mindre end 0,01 u) betragtes som ubetydelig sammenlignet med masserne af protoner og neutroner. Atommassen er således omtrent lig med den totale masse af protoner og neutroner i atomens kerne. Generelt set er der således et atom eller molekyle, der indeholder n protoner og neutroner vil have en masse tilnærmelsesvis lig med n u.3

Kemiske elementmasser, som udtrykt i u, ville alle være tæt på hele talværdier (inden for 2 procent og normalt inden for 1 procent), hvis det ikke var for det faktum, at atomvægte af kemiske elementer er gennemsnitlige værdier for de forskellige stabile isotopmasser i overflod, som de naturligt forekommer.4 For eksempel har klor en atomvægt på 35,45 u, fordi den er sammensat af 76 procent 35Cl (34,96 u) og 24 procent 37Cl (36,97 u).

En anden grund til at bruge den samlede atommasseenhed er, at den eksperimentelt set er meget lettere og mere præcis at gøre sammenligne masser af atomer og molekyler (dvs. bestemme i forhold masser) end at måle deres absolutte masserne. Masser sammenlignes med et massespektrometer (se nedenfor).

Måling af atommasser

Direkte sammenligning og måling af masserne af atomer opnås ved hjælp af teknikken kendt som massespektrometri. Ligningen er:

massebidrag = (procent overflod) (masse)

Historie

I kemisk historie var de første forskere, der bestemte atomvægte, John Dalton, mellem 1803 og 1805, og Jöns Jakob Berzelius, mellem 1808 og 1826. Atomvægten blev oprindeligt defineret i forhold til den for det letteste element, brint, der blev tildelt enheden 1,00. I 1860'erne forfinede Stanislao Cannizzaro atomvægte ved at anvende Avogadros lov (især på Karlsruhe-kongressen i 1860). Han formulerede en lov for at bestemme atomvægter af elementer: De forskellige mængder af det samme element indeholdt i forskellige molekyler er alle multipler af atomvægten. På dette grundlag bestemte han atomvægte og molekylvægte ved at sammenligne damptætheden i en samling af gasser med molekyler, der indeholdt et eller flere af det pågældende kemiske element.5

I den første halvdel af det tyvende århundrede, indtil 1960'erne, brugte kemikere og fysikere to forskellige atommasseskalaer. Kemikerne brugte en sådan skala, at den naturlige blanding af iltisotoper havde en atommasse 16, mens fysikerne tildelte det samme nummer 16 til atommassen af ​​den mest almindelige iltisotop (indeholdende otte protoner og otte neutroner). Fordi oxygen-17 og oxygen-18 også er til stede i naturligt ilt, førte dette til to forskellige tabeller med atommasse.

Det samlet atommasseenhed blev vedtaget af International Union of Pure and Applied Physics i 1960 og af International Union of Pure and Applied Chemistry i 1961. Derfor anvendte fysikere og kemikere før 1961 symbolet amu for deres respektive (og lidt forskellige) atommasseenheder. Den accepterede standard er nu den samlede atommasseenhed (symbol u).

Sammenligning af u med de fysiske og kemiske amu-skalaer:

1 u = 1.000 317 9 amu (fysisk skala) = 1.000 043 amu (kemisk skala).

Den samlede skala baseret på kulstof-12, 12C, opfyldte fysikernes behov for at basere skalaen på en ren isotop, mens den numerisk var tæt på de gamle kemikeres skala.

Konverteringsfaktor mellem atommasseenheder og gram

Den videnskabelige standardenhed til at håndtere atomer i makroskopiske mængder er mol (mol), der vilkårligt er defineret som mængden af ​​et stof med så mange atomer eller andre enheder, som der er i 12 gram af kulstofisotopen C-12. Antallet af atomer i en muldvarp kaldes Avogadros antal (NEN), hvis værdi er cirka 6,022 × 1023 mol-1.

En mol af et stof indeholder altid næsten nøjagtigt relativ atommasse eller Molar masse af dette stof (som er begrebet molmasse), udtrykt i gram; dette er dog næsten aldrig sandt for atommasse. F.eks. Er jernens standardatomvægt 55,847 g / mol, og derfor har en mol jern, som ofte findes på jorden, en masse på 55,847 gram. Det atommasse af en 56Fe-isotop er 55,935 u og en mol 56Fe vejer i teorien 55,935 g, men sådanne mængder af det rene 56Fe-isotop har aldrig eksisteret.

Den formelomdannelse mellem atommasse og SI-masse i gram for et enkelt atom er:

hvor er atommasseenheden og er Avogadros nummer.

Forholdet mellem atom- og molekylmasser

Lignende definitioner gælder for molekyler. Man kan beregne molekylmassen af ​​en forbindelse ved at tilsætte atommasserne i dets bestanddele atomer (nuklider). Man kan beregne den molære masse af en forbindelse ved at tilsætte de relative atomare masser af elementerne angivet i den kemiske formel. I begge tilfælde skal der tages hensyn til atternes mangfoldighed (antallet af gange, det forekommer), normalt ved at multiplicere hver unik masse med dens multiplicitet.

Massedefekter i atommasser

Mønsteret for de mængder, hvormed atommasserne afviger fra deres massetal er som følger: afvigelsen starter positivt ved hydrogen-1, bliver negativ, indtil et minimum er nået ved jern-56, jern-58 og nikkel-62, forøges derefter til positive værdier i de tunge isotoper med stigende atomantal. Dette svarer til følgende: nuklear fission i et element, der er tungere end jern, producerer energi, og fission i ethvert element, der er lettere end jern, kræver energi. Det modsatte er tilfældet med nukleære fusionsreaktioner: fusion i elementer, der er lettere end jern, producerer energi, og fusion i elementer, der er tungere end jern, kræver energi.

Se også

Noter

  1. ↑ relativ atommasse (atomvægt). IUPAC Guldbog. Hentet 20. december 2008.
  2. ↑ samlet atommasseenhed. IUPAC Guldbog. Hentet 20. december 2008.
  3. ↑ A 12C-atom indeholder 6 protoner, 6 neutroner og 6 elektroner, hvor protonerne og neutronerne har omtrent den samme masse, og elektronmassen er ubetydelig i sammenligning.
  4. ↑ Isotopisk oversigt over elementer: Nøjagtige masser og isotopiske overflod. Videnskabelige instrumenttjenester. Hentet 12. december 2008.
  5. ↑ Andrew Williams, 2007. Oprindelse af formlerne af Dihydrogen og andre enkle molekyler. J. Chem. Ed. 84:1779.

Referencer

  • Bransden, B. H. og C. J. Joachain. 2003. Fysik i atomer og molekyler, 2. udgave Harlow, UK: Prentice Hall. ISBN 058235692X.
  • Demtröder, W. 2006. Atomer, molekyler og fotoner: En introduktion til atom-, molekyl- og kvantefysik. Berlin: Springer. ISBN 978-3540206316.
  • Fod, Christopher J. 2005. Atomfysik. (Oxford Master Series in Atomic, Optical and Laser Physics.) Oxford, UK: Oxford Univ. Trykke. ISBN 0198506961.
  • Williams, Andrew. 2007. Oprindelse af formlerne af Dihydrogen og andre enkle molekyler. J. Chem. Ed. 84:1779.

Eksterne links

Alle links hentet den 25. april 2016.

  • Atomvægte og isotopkompositioner til alle elementer. NIST.
  • AME2003 Atomisk masseevaluering National Nuclear Data Center.
  • Grundlæggende fysiske konstanter: atommasse-enhed-kilogram-forhold. NIST.

Pin
Send
Share
Send