Masa atomică relativă
Masa atomică este raportată de obicei din motive istorice și de comoditate, alegând unitatea de masă atomică unificată ca unitate de măsură și nu kilogramul : [1]
În special, masa atomică a unui element este calculată ca medie ponderată a greutăților atomice ale izotopilor săi: este suma produsului dintre greutatea atomică a fiecărui izotop și abundența izotopică relativă.
Definiție
Masa atomică standard a unui anumit element chimic este o valoare standardizată a masei atomice a elementului și este dată de valoarea medie a greutăților atomice a unui anumit număr de „probe normale”. „Eșantion normal” înseamnă „orice sursă posibilă rezonabilă a elementului sau a compușilor săi disponibili comercial pentru industrie și știință care nu a suferit modificări semnificative în compoziția sa izotopică pe o perioadă geologică scurtă”. Această valoare este revizuită la fiecare doi ani de către Comisia IUPAC pentru greutăți atomice și abundențe izotopice. [2]
Ca primă aproximare, greutatea atomică este legată de numărul total de nucleoni prezenți în nucleul considerat. Greutatea reală este puțin mai mică decât suma greutăților diferitelor componente, deoarece protonii și neutronii au mase diferite (chiar dacă numai cu 2) și deoarece o parte din masa particulelor constitutive ale nucleului este eliberată sub formă de legare energie în faza de nucleosinteză, reducând greutatea totală (defect de masă). Greutatea electronilor schimbă ușor totalul, deoarece masa unui electron este egală cu 1 ⁄ 1836 cea a unui proton , dacă ambii sunt considerați în repaus .
Greutatea atomică nu are nicio relație cu noțiunea de greutate a obiectelor obișnuite, care este o măsură a puterii: este în schimb o măsură a greutății relative dintre diferiți atomi, această denumire este de derivare istorică și este încă utilizată, deși este incorectă.
Această cantitate este uneori denumită greutate atomică relativă, care este incorectă și trebuie evitată.
fundal
Jöns Jacob Berzellius (1779-1848) a calculat valoarea greutății atomice a elementelor cunoscute la vremea sa.
Relațiile cu conceptul de aluniță
O considerație laterală corelează valoarea obținută cu conceptul de mol , a șaptea cantitate fundamentală de SI : în 12 g [exact] de carbon -12 (care are o masă absolută egală cu 1.99265 × 10 −26 ), avem 6.022 × 10 23 atomi, care este numărul lui Avogadro .
Deoarece 12 u este masa atomică a carbonului -12, deducem că masa atomică relativă a unui element sau a unei alte specii chimice este numerică (dar nu dimensională ) egală cu masa molară, [3] care este deci exprimată g / mol . În SI moli de entități ( molecule , ioni , radicali , zwitterions , electroni , fotoni etc.) sunt indicați cu n și masa molară (masa unui mol de entități) cu MM .
Următoarea formulă raportează masa moleculară la moli ai unei entități cu masă dată:
Notă
- ^ masa atomică relativă (greutatea atomică) , la goldbook.iupac.org . Adus pe 14 martie 2016 .
- ^ IUPAC Gold Book - standard pentru greutăți atomice , la goldbook.iupac.org . Adus pe 14 martie 2016 .
- ^ În cazul unui compus, masa molară este egală cu masa moleculară .
Elemente conexe
- Masă atomică
- Congresul de la Karlsruhe
- Numar atomic
- Numar de masa
- Constanta lui Avogadro
- Masă molară
- Masa moleculara
- Cârtiță
- Unitatea de masă atomică
- Legea lui Dulong și Petit
Alte proiecte
- Wikționarul conține dicționarul lemă « masă atomică relativă »
linkuri externe
- ( EN ) Greutatea atomică a elementelor , pe periodictable.com .
- ( EN ) Thermopedia, „Greutatea atomică”
- [1]
Controlul autorității | LCCN (EN) sh85009327 · BNF (FR) cb11978880x (data) · NDL (EN, JA) 00.56239 milioane |
---|