Masă atomică

Acest articol sau secțiune referitoare la chimie este considerat a fi verificat . Motiv : întreaga parte introductivă a intrării este dificil de înțeles, cu o utilizare inconsistentă a simbolurilor și nomenclaturilor Alăturați-vă discuției și / sau corectați intrarea. Urmați sfaturile de proiectare de referință .

Această intrare sau secțiune despre subiectele de bază ale chimiei nu citează sursele necesare sau cei prezenți sunt insuficienți . Puteți îmbunătăți această intrare adăugând citate din surse de încredere în conformitate cu liniile directoare privind utilizarea surselor .

Relația dintre masă, cantitatea de substanță, volum și numărul de particule.

Masa atomică (m _a ) a unui atom este masa acelui atom exprimată în unități de masă: grame sau kilograme .

Cu toate acestea, deoarece poate lua valori cuprinse între 10 ⁻²⁵ kg și 10 ⁻²⁷ kg, este de obicei exprimat în Da (Dalton) sau unitate de masă atomică unificată (uma) definită prin convenție ca 1/12 din masa unui un singur atom de carbon-12 în repaus. Cea mai mare contribuție la masa atomică este dată de protoni și neutroni ai nucleului și din acest motiv valoarea sa este apropiată de valoarea numărului de masă ^{[1] [2]} , în special pentru atomii cu număr atomic scăzut.

Împărțind masa unui singur atom la unitatea de masă atomică unificată sau Dalton (1.660540210 x 10 ⁻²⁷ ), aceasta ar lua valoarea unui număr adimensional, mai corect denumit „ masă izotopică relativă ”.

Masa atomică a unui element nu trebuie confundată cu numărul masei ; care exprimă numărul (adimensional) dat de suma protonilor și neutronilor din atomul considerat.

Masa atomică sau masa izotopului relativ sunt uneori confundate sau folosite greșit, ca sinonime ale masei atomice relative (cunoscută și sub numele de greutate atomică ) sau greutate atomică standard (o anumită varietate de greutate atomică, ceea ce înseamnă că este standardizată).

Cu toate acestea, după cum sa menționat în introducere, masa atomică este o masă absolută, în timp ce toți ceilalți termeni sunt adimensionali. Masa atomică relativă și greutatea atomică standard sunt termeni pentru mediile (ponderate prin abundență) ale maselor atomice relative din probele elementare, nu pentru nuclizi individuali. Prin urmare, masa atomică relativă și greutatea atomică standard diferă adesea numeric de masa izotopică relativă.

Masa atomică (masa izotopului relativ) este definită ca masa unui singur atom, care poate fi doar un izotop (nucleid) la un moment dat și nu este o medie ponderată din abundență, așa cum este cazul cu masa atomică relativă / greutatea atomică . Masa atomică sau masa izotopului relativ al fiecărui izotop și nuclid al unui element chimic este, prin urmare, un număr care poate fi, în principiu, măsurat cu o precizie ridicată, deoarece fiecare probă a unui astfel de nuclid este de așteptat să fie exact identică cu fiecare altă probă, întrucât toți atomii unui tip dat în aceeași stare energetică și fiecare probă a unui anumit nuclid se așteaptă să fie exact identice în masă cu toate celelalte probe ale acelui nuclid. De exemplu, fiecare atom de oxigen-16 este de așteptat să aibă exact aceeași masă atomică (masă relativă de izotop) ca orice alt atom de oxigen-16.

În cazul multor elemente care au un izotop natural (elemente mononuclidice) sau un izotop dominant, asemănarea / diferența numerică reală între masa atomică a celui mai comun izotop și masa atomică relativă standard (greutatea atomică standard) poate fi mică sau nimic și nu afectează majoritatea calculelor de masă. Cu toate acestea, o astfel de eroare poate exista și chiar poate fi importantă atunci când se iau în considerare atomi unici pentru elemente care nu sunt mononuclizi.

Masa atomică a atomilor, a ionilor sau a nucleilor atomici este puțin mai mică decât suma maselor protonilor lor constituenți, a neutronilor și a electronilor lor, datorită pierderii de masă datorată energiei de legare (conform E = mc ² ) . ^[3]

Masa izotopului relativ

Masa izotopică relativă, o proprietate a fiecărui atom individual, nu trebuie confundată cu cantitatea medie de „masă atomică relativă”, echivalentă cu cea a greutății atomice (vezi mai sus). Masa relativă a izotopului diferă de masa atomică relativă, deoarece este un număr pur, fără unitate de măsură. Acest lucru se datorează utilizării raportului de scală în raport cu standardul carbon-12, iar cuvântul „relativ” în termenul „masă izotopică relativă” se referă exact la scara relativă la C-12. Prin urmare, masa izotopului relativ este masa unui izotop dat atunci când această valoare este scalată de masa carbonului-12.

În cazul masei atomice, non-nuclizii, altele decât carbonul-12, posedă exact valori întregi ale masei izotopice relative. În ceea ce privește masa atomică relativă atunci când este exprimată în unități de masă atomică unificate sau Dalton, numerele de masă izotopică relativă ale nuclizilor, altele decât carbonul-12, nu sunt numere întregi, dar se apropie. Acest lucru este discutat mai jos.

Termeni similari pentru cantități diferite

Masa atomică și masa izotopică relativă sunt uneori confundate sau utilizate incorect ca sinonime ale masei atomice relative (cunoscută și sub numele de greutate atomică ). Cu toate acestea, greutatea atomică reprezintă termenii maselor atomice medii din probele elementare, nu pentru nuclizi individuali. Acestea fiind spuse, greutatea atomică și greutatea atomică standard diferă adesea numeric de masa izotopică relativă și masa atomică și pot avea chiar și unități de măsură diferite. Masa atomică (masa izotopului relativ) este definită ca masa unui singur atom, care poate fi doar un izotop (nuclid) la un moment dat și nu este o abundență medie ponderată, așa cum este cazul cu masa atomică relativă / greutatea atomică. Masa atomică sau masa izotopului relativ al fiecărui izotop și nuclid al unui element chimic este, prin urmare, un număr care poate fi măsurat cu mare precizie, deoarece fiecare specimen al unui astfel de nuclid este considerat a fi exact identic cu toate celelalte probe, la fel ca toate. atomii unui tip dat la aceeași stare energetică și fiecare specimen al unui anumit nuclid, ar trebui să fie exact identici în masă cu orice alt specimen al acelui nuclid. În cazul multor elemente care au un izotop natural (elemente mononuclidice) sau un izotop dominant, similitudinea / diferența numerică dintre masa atomică a celui mai comun izotop și masa atomică relativă (standard) sau greutatea atomică (standard) poate fi mic sau chiar zero și nu afectează majoritatea calculelor de masă. Cu toate acestea, o astfel de eroare poate exista și chiar poate fi importantă atunci când se iau în considerare atomi individuali pentru elemente care nu sunt mononuclizi. Pentru elementele non-mononuclidice care au mai mult de un izotop comun, diferența numerică în masa atomică relativă (greutatea atomică), chiar și din cea mai comună masă de izotop relativ, poate fi o jumătate de unitate de masă sau mai mult. Masa atomică (masa izotopului relativ) a unui izotop neobișnuit poate diferi de masa atomică relativă, greutatea atomică sau greutatea atomică standard cu mai multe unități de masă. Masele atomice exprimate în unități de masă atomică (mase izotopice relative) sunt întotdeauna apropiate de valorile întregi, dar niciodată (cu excepția cazului de carbon-12) nu au exact un număr întreg ca valoare, din două motive:

• Protonii și neutronii au mase diferite, iar nuclizii diferiți au raporturi diferite de protoni și neutroni.
• Masele atomice sunt reduse în grade diferite de energiile lor de legare.

Raportul dintre masa atomică și numărul de masă (numărul de nucleoni) variază de la aproximativ 0,99884 pentru 56Fe la 1,00782505 milioane pentru 1H. Orice defect de masă datorat energiei de legare nucleară este experimental o mică fracțiune din masa numărului egal de nucleoni liberi. În comparație cu masa medie pe nucleon din carbon-12, care este moderat puternic legată în raport cu ceilalți atomi, defectul masei legăturii pentru majoritatea atomilor este o fracție chiar mai mică decât un Dalton (unitate de masă atomică unificată, bazată pe carbonul 12). Deoarece protonii și neutronii liberi diferă în masă cu o mică fracțiune de Dalton (aproximativ 0,0014 u), rotunjirea masei izotopice relative sau masa atomică a oricărui nuclid dat în Dalton la cel mai apropiat număr întreg dă întotdeauna numărul de nucleoni sau numărul masei. Mai mult, numărul de neutroni (numărul de neutroni) poate fi apoi derivat prin scăderea numărului de protoni (numărul atomic) din numărul de masă (numărul de nucleoni).

Defecte de masă în masele atomice

Cantitatea raportului dintre masa atomică și numărul de masă care se abate de la 1 este următoarea: deviația pozitivă începe de la hidrogen-1, apoi scade până când atinge un minim local în heliu-4. Izotopii litiului, beriliului și borului sunt legați mai puțin puternic decât heliul , așa cum se arată în raporturile crescând masă-masă. În carbon, raportul dintre masă (în daltoni) și numărul de masă este definit ca 1, iar după carbon devine mai mic de 1 până când atinge un minim la fier-56 (cu valori ușor mai mari decât fonta 58 și nichel -62), apoi crește la valori pozitive în izotopii grei, cu o creștere a numărului atomic. Acest lucru corespunde faptului că fisiunea nucleară într-un element mai greu decât zirconiul produce energie, în timp ce fisiunea în orice element mai ușor decât niobiul necesită energie. Pe de altă parte, fuziunea nucleară a doi atomi ai unui element mai ușor decât scandiul (cu excepția heliului) produce energie, în timp ce fuziunea în elemente mai grele decât calciu necesită energie. Fuziunea a doi atomi de heliu-4 poate da beriliu-8 și ar necesita energie, iar beriliul s-ar destrăma rapid din nou. Heliul-4 se poate fuziona cu tritiu (H-3) sau cu heliu-3, iar aceste procese au avut loc în timpul nucleosintezei Big Bang. Formarea elementelor cu mai mult de șapte nucleoni necesită fuziunea a trei atomi de heliu-4 în așa-numitul proces alfa trei, sărind peste litiu , beriliu , bor pentru a produce carbon.

Măsurarea maselor atomice

O modalitate de măsurare a maselor de atomi și o comparație relativă directă pot fi obținute cu ajutorul spectrometriei de masă.

Unitate de măsură

Unitatea științifică standard utilizată pentru a cuantifica greutatea unei substanțe în cantități macroscopice este molul (al cărui simbol este mol), definit în mod arbitrar ca cantitatea de substanță care are la fel de mulți atomi sau molecule ca atomi prezenți în 12 grame de carbon-12. Numărul de atomi dintr-un mol a fost definit ca constanta lui Avogadro , care este aproximativ echivalentă cu 6,022 x 10 ²³ . Un mol dintr-o substanță dată cântărește aproximativ la fel de mult ca masa moleculară relativă caracteristică a substanței (a se vedea mai jos). Acest lucru este diferit pentru masa atomică, pentru care afirmația nu este întotdeauna adevărată, deoarece pot exista mai mulți izotopi ai unui element dat. De exemplu, masa atomică relativă a fierului este de 55,847 g / mol, iar un mol de metal preluat din natură are exact această masă. Cu toate acestea, masa atomică a izotopului ⁵⁶ Fe este de 55,953 u. Cu toate acestea, această cantitate de ⁵⁶ Fe în stare pură nu a fost niciodată găsită (sau obținută) pe Pământ. Există 22 de elemente mononucleice, dintre care un singur izotop se găsește în natură (exemple obișnuite sunt fluor , sodiu , aluminiu și fosfor ), iar pentru aceste elemente valorile asumate de masa atomică relativă și masa atomică sunt echivalente. Astfel de probe pot servi drept standard de referință pentru unele valori ale masei atomice.

Relația dintre masa atomică, moleculară și molară

O definiție similară poate fi aplicată și moleculelor: masa moleculară a unui compus poate fi calculată prin adăugarea treptată a greutăților atomice ale atomilor constitutivi, indicate în formula chimică. În cazul în care același atom apare de mai multe ori, trebuie luată în considerare multiplicitatea acestuia (numărul de apariții), de obicei prin înmulțirea fiecărei mase individuale cu recurența sa. Masa molară , pe de altă parte, este masa în grame a unei substanțe care corespunde unui mol și este exprimată în g / mol. În timp ce masa molară a unui element este echivalentă numeric cu masa sa atomică relativă, cea a unui compus corespunde masei sale moleculare. ^[4]

Istorie

Primii oameni de știință care au determinat masele atomice relative au fost John Dalton și Thomas Thomson între 1803 și 1805 și Jöns Jakob Berzelius între 1808 și 1826. Masa atomică relativă (greutatea atomică) a fost inițial definită în raport cu cea a elementului mai ușor, hidrogenul, care a fost luat ca 1,00, iar în 1820 ipotezele lui Proust au afirmat că greutățile atomice ale tuturor elementelor ar fi multipli exacți ai celei de hidrogen. Cu toate acestea, Berzelius a dovedit curând că acest lucru nu era nici măcar aproximativ adevărat și, pentru unele elemente, cum ar fi clorul, masa atomică relativă, la aproximativ 35,5, se încadrează aproape exact la jumătatea distanței dintre doi multipli întregi ai celei de hidrogen. Mai târziu, s-a demonstrat că acest lucru se datorează în mare măsură unui amestec de izotopi și că greutățile atomice ale izotopilor puri sau nuclizii sunt multipli ai masei de hidrogen, în limita a aproximativ 1%. În 1860 Stanislao Cannizzaro a redefinit masele atomice relative aplicând principiul lui Avogadro . El a formulat o lege pentru a determina masele atomice relative ale elementelor: cantități diferite ale aceluiași element conținute în molecule diferite sunt multipli întregi ai greutății atomice și determină masele atomice relative și masele moleculare prin compararea densității vaporilor dintr-o colecție de gaze. cu molecule care conțin una sau mai multe molecule ale elementului chimic în cauză.

În secolul al XX-lea, până în anii 1960, chimiștii și fizicienii au folosit două scale diferite de masă atomică. Chimiștii au folosit o scală numită "unitate de masă atomică" (uma) astfel încât amestecul natural de izotopi de oxigen are o masă atomică de 16, în timp ce fizicienii au atribuit același număr 16 numai masei atomice a izotopului de oxigen mai comun (oxigen- 16, conținând opt protoni și opt neutroni). Cu toate acestea, oxigenul-17 și oxigenul-18 sunt prezente și în oxigenul natural. Acest lucru a condus la două tabele diferite de masă atomică. Scara unificată de carbon-12, 12C, a întâmpinat necesitatea de a baza scara pe un izotop pur, în ciuda faptului că este apropiată numeric de scara utilizată de chimiști.

Termenul „greutate atomică” a fost înlocuit cu termenul „masă atomică relativă” în majoritatea cazurilor. Această modificare a nomenclaturii datează din anii 1960 și a fost sursa multor discuții în comunitatea științifică, care a fost declanșată odată cu adoptarea unității de masă atomică și realizarea că „greutatea” era cumva un termen inadecvat. Argumentul pentru păstrarea termenului „greutate atomică” a fost mai presus de toate că este un termen bine înțeles, că termenul „masă atomică” era deja în uz (așa cum este definit în prezent) și că termenul „masă atomică relativă” ar putea cu ușurință să fie confundat cu masa izotopică relativă (masa unui singur atom al unui nuclid dat, exprimată adimensional în raport cu 1/12 din masa carbonului-12).

În 1979, ca compromis, termenul „masă atomică relativă” a fost introdus ca sinonim secundar pentru greutatea atomică. Douăzeci de ani mai târziu, primatul acestor sinonime s-a inversat, iar termenul „masă atomică relativă” este acum cel mai folosit termen.

Notă

Elemente conexe

• Masa atomică relativă
• Numar atomic
• Numar de masa
• Masă molară
• Masa moleculara
• Unitatea de masă atomică

linkuri externe

• Masa atomică , pe Treccani.it - ​​Enciclopedii on-line , Institutul Enciclopediei Italiene .

Portalul chimiei

Portalul de fizică