Что такое абсолютная атомная масса

Молекулярная физика. Атомная единица массы. Атомная масса.

Атомная единица массы.

Атомная единица массы (а.е.м.) — единица массы, равная 1/12 массы атома изотопа углеро­да 12 С:

Чтобы перевести значение массы атомов или молекул, выраженной в а.е.м., т. е. относительную молекулярную (или атомную) массу вещества M_r, в единицу массы СИ (кг), пользуются фор­мулой:

.

Относительная молекулярная масса (атомная масса) — относительное значение массы молекулы (атома), выраженное в атомных единицах массы:

,

где M_r — относительная молекулярная (атомная) масса; m₀ — масса молекулы (атома), выра­женная в единицах СИ (кг); m_0С — масса молекулы изотопа углерода 12 С, выраженная в тех же единицах, что и m₀.

.

Атомная масса была взята Д. И. Менделеевым за основную характеристику элемента при открытии им периодической системы элементов. Атомная масса — дробная величина, в отличие от массового числа — количества нуклонов в атоме.

Относительная молекулярная масса вещества складывается из относительных атомных масс (а.м.) входящих в молекулу элементов.

Атомные массы всех химических элементов точно измерены.

Источник

§ 1.3. Размеры атомов разных химических элементов, их абсолютные и относительные массы

Мы уже знаем, что атомы химических элементов могут отличаться друг от друга по составу и, очевидно, что это должно влиять на их массу, поскольку чем больше в ядре атома суммарное количество протонов и нейтронов, тем он тяжелее. Электроны практически не влияют на массу атома, поскольку обладают крайне малой по сравнению с нейтронами и протонами массой (m_p/m_e

Так как количество протонов в каждом атоме всегда равно количеству электронов, а электроны, если рассматривать строение атома упрощенно, движутся вокруг ядра на значительном от него удалении, то радиус атома равен радиусу орбиты наиболее удаленного от ядра электрона. Следовательно, должна быть некоторая зависимость радиуса атома от количества таких орбит, которая в какой-то степени связана с количеством электронов.

99 %). Одну двенадцатую массы атома данного изотопа углерода было принято обозначать 1 а.е.м., что расшифровывается как «атомная единица массы». Одна атомная единица массы равно примерно 1,66·10 −27 кг.

Графическое представление смысла одной атомной единицы массы представлено на рисунке 2.

Рисунок 2. Графическая иллюстрация физического смысла одной атомной единицы массы

Таким образом, мы подошли к определению нового термина – относительной атомной массы:

Определение: относительная атомная масса химического элемента равна отношению его абсолютной массы к одной двенадцатой абсолютной массы атома углерода или к массе одной атомной единицы массы.

Относительную атомную массу обозначают символом A_r (индекс r означает сокращение от английского слова relative, что переводится как «относительный»). Таким образом, обозначив в общем виде химический элемент символом Х, мы получаем следующую формульную запись представленного выше определения:

Относительная атомная масса — величина безразмерная, так как в числителе и знаменателе находятся значения, измеряемые в одинаковых единицах массы (кг, г или др.). Согласно представленной выше формуле, например, относительная атомная масса водорода равна:

а относительная атомная масса кислорода:

В большинстве расчетных задач, с которыми приходится иметь дело химикам, используются значения относительных атомных масс, округленные до целочисленных значений, т.е. применительно к водороду и кислороду:

Следует отметить, что атомную массу хлора округляют до 35,5. Это связано с тем, что у данного элемента наиболее распространенные в природе изотопы имеют относительные атомные массы 35 и 37, а их содержание в смеси близко к 3:1 в пользу более легкого.

Источник

Атомная масса: определение, виды, как ее вычислить, примеры

Содержание:

В ядре атома находятся протоны и нейтроны; первый с положительным зарядом, а второй с нейтральным зарядом. Эти две субатомные частицы имеют массу, намного превышающую массу электрона; следовательно, масса атома определяется его ядром, а не вакуумом или электронами.

Из-за этого обычно предполагается, что масса атома или атомная масса зависит только от массы ядра; который, в свою очередь, состоит из суммы нейтронов и протонов. Из этого рассуждения вытекают две концепции: массовое число и атомная масса, оба тесно связаны.

При таком большом количестве «пустот» в атомах и поскольку их масса почти полностью зависит от ядра, следует ожидать, что последнее будет чрезвычайно плотным.

Если мы удалим указанную пустоту из любого тела или объекта, его размеры резко уменьшатся. Кроме того, если бы мы могли построить небольшой объект на основе атомных ядер (без электронов), то он имел бы массу в миллионы тонн.

С другой стороны, атомные массы помогают различать разные атомы одного и того же элемента; это изотопы. Поскольку изотопов больше, чем других, необходимо оценить среднюю массу атомов для данного элемента; среднее значение, которое может варьироваться от планеты к планете или от одного космического региона к другому.

Определение и понятие

Атомная масса не может многое сказать об истинной идентичности этого элемента X. Вместо этого используется атомный номер, который соответствует протонам в ядре X. Если это число равно 7, то разница ( 15-7) будет равно 8; то есть X имеет 7 протонов и 8 нейтронов, сумма которых равна 15.

Атомная единица массы

Атомы слишком малы, чтобы можно было измерить их массы обычными методами или обычными весами. Именно по этой причине были изобретены ума, у или да (дальтоник). Эти единицы, разработанные для атомов, позволяют вам понять, насколько массивны атомы элемента по отношению друг к другу.

Но что именно представляет собой ума? Должна быть ссылка на установление массовых отношений. Для этого в качестве эталона использовался атом. 12 C, который является наиболее распространенным и стабильным изотопом углерода. Имея 6 протонов (его атомный номер Z) и 6 нейтронов, его атомная масса равна 12.

Предполагается, что протоны и нейтроны имеют одинаковые массы, так что каждый дает 1 а.е.м. Тогда атомная единица массы определяется как одна двенадцатая (1/12) массы атома углерода-12; это масса протона или нейтрона.

Эквивалентность в граммах

И теперь возникает вопрос: сколько граммов равна 1 а.е.м.? Поскольку поначалу не было достаточно продвинутых методов для его измерения, химики должны были довольствоваться выражением всех масс с помощью amu; однако это было преимуществом, а не недостатком.

Например, возвращаясь к 15 X и 9 Итак, мы имеем, что их атомные массы составляют 15 а.е.м. и 9 а.е.м. соответственно. Поскольку эти единицы настолько малы и напрямую не говорят, сколько вещества нужно «взвесить», чтобы ими манипулировать, они преобразуются в соответствующие им молярные массы: 15 г / моль и 9 г / моль (вводя понятия молей и числа Авогадро).

Средняя атомная масса

Не все атомы одного и того же элемента имеют одинаковую массу. Это означает, что у них должно быть больше субатомных частиц в ядре. Поскольку это один и тот же элемент, атомный номер или количество протонов должны оставаться постоянными; следовательно, существует только изменение количества нейтронов, которыми они обладают.

Вот как это следует из определения изотопов: атомы одного и того же элемента, но с разными атомными массами. Например, бериллий почти полностью состоит из изотопа 9 Быть, со следовыми количествами 10 Быть. Однако этот пример не очень полезен для понимания концепции средней атомной массы; нам нужен один с большим количеством изотопов.

пример

Каждый из трех изотопов J имеет свою атомную массу; то есть их сумма нейтронов и протонов. Однако эти массы необходимо усреднить, чтобы иметь под рукой атомную массу для J; здесь, на Земле, так как могут быть другие регионы Вселенной, где изобилие 86 J составляет 56%, а не 60%.

Чтобы вычислить среднюю атомную массу J, необходимо получить средневзвешенное значение масс его изотопов; то есть с учетом процента численности для каждого из них. Таким образом, мы имеем:

Средняя масса (Дж) = (86 а.е.м.) (0,60) + (88 а.е.м.) (0,20) + (90 а.е.м.) (0,20)

То есть средняя атомная масса (также известная как атомная масса) J составляет 87,2 а.е.м. Между тем его молярная масса составляет 87,2 г / моль. Обратите внимание, что 87,2 ближе к 88, чем к 86, и это также далеко от 90.

Абсолютная атомная масса

Относительная атомная масса

Относительная атомная масса численно идентична средней атомной массе для данного элемента; Однако, в отличие от второго, первому недостает единства. Следовательно, он безразмерен. Например, средняя атомная масса бериллия 9,012182 ед. в то время как его относительная атомная масса просто 9,012182.

Вот почему эти понятия иногда неверно интерпретируются как синонимы, поскольку они очень похожи, а различия между ними неуловимы. Но к чему эти массы относительно? Относительно одной двенадцатой массы 12 С.

Таким образом, элемент с относительной атомной массой 77 означает, что он имеет массу в 77 раз больше, чем 1/12 12 С.

Те, кто смотрел на элементы в периодической таблице, увидят, что их массы относительно выражены. У них нет единиц а.е.м., и они интерпретируются так: атомная масса железа составляет 55 846, что означает, что оно в 55 846 раз больше массы, чем масса 1/12 части тела. 12 C, который также может быть выражен как 55,846 а.е.м. или 55,846 г / моль.

Как рассчитать атомную массу

Математически был приведен пример того, как рассчитать это на примере элемента J. В общих чертах, должна применяться формула средневзвешенного значения, которая будет:

P = Σ (атомная масса изотопа) (содержание в десятичных дробях)

То есть, имея атомные массы (нейтроны + протоны) каждого изотопа (обычно естественного) для данного элемента, а также их соответствующие земные содержания (или любой другой рассматриваемый регион), можно рассчитать указанное средневзвешенное значение.

И почему не только среднее арифметическое? Например, средняя атомная масса J составляет 87,2 а.е.м. Если мы снова вычислим эту массу, но арифметически, мы получим:

Средняя масса (Дж) = (88 а.е.м. + 86 а.е.м. + 90 а.е.м.) / 3

Обратите внимание, что между 88 и 87 есть важное различие. Это потому, что среднее арифметическое предполагает, что содержание всех изотопов одинаково; Поскольку существует три изотопа J, каждый должен иметь содержание 100/3 (33,33%). Но на самом деле это не так: изотопов гораздо больше, чем других.

Вот почему рассчитывается средневзвешенное значение, поскольку оно учитывает, насколько распространен один изотоп по отношению к другому.

Примеры

Углерод

Чтобы вычислить среднюю атомную массу углерода, нам нужны его природные изотопы с их соответствующим содержанием. В случае углерода это: 12 С (98,89%) и 13 С (1,11%). Их относительные атомные массы равны 12 и 13 соответственно, которые, в свою очередь, равны 12 а.е.м. и 13 а.е.м. Решение:

Средняя атомная масса (C) = (12 а.е.м.) (0,9889) + (13 а.е.м.) (0,0111)

Следовательно, масса атома углерода в среднем составляет 12,01 а.е.м. Поскольку есть следовые количества 14 C практически не влияет на это среднее значение.

Натрий

Все земные атомы натрия состоят из изотопа 23 Na, поэтому его содержание составляет 100%. Поэтому в обычных расчетах его массу можно принять просто равной 23 а.е.м. или 23 г / моль. Однако его точная масса составляет 22,98976928 а.е.м.

Кислород

Три изотопа кислорода с их соответствующими содержаниями: 16 О (99,762%), 17 О (0,038%) и 18 О (0,2%). У нас есть все, чтобы рассчитать его среднюю атомную массу:

Средняя атомная масса (O) = (16 а.е.м.) (0,99762) + (17 а.е.м.) (0,00038) + (18 а.е.м.) (0,002)

Хотя его заявленная точная масса на самом деле составляет 15,9994 а.е.м.

Азот

Повторяя те же шаги с кислородом, мы получаем: 14 N (99,634%) и 15 N (0,366%). Так:

Средняя атомная масса (N) = (14 а.е.м.) (0,99634) + (15 а.е.м.) (0,00366)

Обратите внимание, что заявленная масса азота составляет 14,0067 а.е.м., что немного выше, чем мы рассчитали.

Хлор

Изотопы хлора с их соответствующими содержаниями: 35 Cl (75,77%) и 37 Cl (24,23%). Рассчитав его среднюю атомную массу, мы имеем:

Средняя атомная масса (Cl) = (35 а.е.м.) (0,7577) + (37 а.е.м.) (0,2423)

Очень похоже на сообщенный (35 453 а.е.м.).

Диспрозий

И, наконец, будет рассчитана средняя масса элемента с множеством природных изотопов: диспрозия. Вот эти и их соответствующие количества: 156 Dy (0,06%), 158 Dy (0,10%), 160 Dy (2,34%), 161 Dy (18,91%), 162 Dy (25,51%), 163 Dy (24,90%) и 164 Dy (28,18%).

Действуем, как в предыдущих примерах, чтобы вычислить атомную массу этого металла:

Средняя атомная масса (Dy) = (156 а.е.м.) (0,0006%) + (158 а.е.м.) (0,0010) + (160 а.е.м.) (0,0234) + (161 а.е.м.) (0,1891) + (162 а.е.м.) (0,2551) + (163 а.е.м.) (0,2490) + (164 а.е.м.) (0,2818)

Сообщенная масса составляет 162 500 а.е.м. Обратите внимание, что это среднее значение составляет от 162 до 163, поскольку изотопы 156 Ды, 158 Дай и 160 Dy немногочисленны; в то время как преобладающие 162 Ды, 163 Дай и 164 Dy.

Ссылки

Омепразол: что это такое, показания и побочные эффекты

7 последствий беспокойства для физического и психического здоровья

Источник

Атомная масса

А́томная ма́сса, относительная атомная масса (устаревшее название — атомный вес) — значение массы атома, выраженное в атомных единицах массы. В настоящее время атомная единица массы принята равной 1/12 массы нейтрального атома наиболее распространённого изотопа углерода 12 C, поэтому атомная масса этого изотопа по определению равна точно 12. Разность между атомной массой изотопа и его массовым числом называется избытком массы (обычно его выражают в МэВ). Он может быть как положительным, так и отрицательным; причина его возникновения — нелинейная зависимость энергии связи ядер от числа протонов и нейтронов, а также различие в массах протона и нейтрона.

Зависимость атомной массы изотопа от массового числа такова: избыток массы положителен у водорода-1, с ростом массового числа он уменьшается и становится отрицательным, пока не достигается минимум у железа-56, потом начинает расти и возрастает до положительных значений у тяжёлых нуклидов. Это соответствует тому, что деление ядер, более тяжёлых, чем железо, высвобождает энергию, тогда как деление лёгких ядер требует энергии. Напротив, слияние ядер легче железа высвобождает энергию, слияние же элементов тяжелее железа требует дополнительной энергии.

Атомная масса химического элемента (также «средняя атомная масса», «стандартная атомная масса») является средневзвешенной атомной массой всех стабильных изотопов данного химического элемента с учётом их природной распространённости в земной коре и атмосфере. Именно эта атомная масса представлена в периодической таблице Д. И. Менделеева, её используют в стехиометрических расчётах. Атомная масса элемента с нарушенным изотопным соотношением (например, обогащённого каким-либо изотопом) отличается от стандартной. Для моноизотопных элементов (таких как иод, золото и т. п.) атомная масса элемента совпадает с атомной массой его единственного представленного в природной смеси изотопа.

Молекулярной массой химического соединения называется сумма атомных масс элементов, составляющих её, умноженных на стехиометрические коэффициенты элементов по химической формуле соединения. Строго говоря, масса молекулы меньше массы составляющих её атомов на величину, равную энергии связи молекулы. Однако этот дефект массы на 9-10 порядков меньше массы молекулы, и им можно пренебречь.

Определение моля (и числа Авогадро) выбирается таким образом, чтобы масса одного моля вещества (молярная масса), выраженная в граммах, была численно равна атомной (или молекулярной) массе этого вещества. Например, атомная масса железа равна 55,847. Следовательно один моль железа (т. е. количество атомов железа, равное числу Авогадро, 6,022·10 23 ) имеет массу 55,847 г.

Прямое сравнение и измерение масс атомов и молекул выполняется с помощью масс-спектрометрических методов.

История

До 1960-х годов атомную массу определяли таким образом, чтобы нуклид кислород-16 имел атомную массу 16 (кислородная шкала). Однако соотношение кислорода-17 и кислорода-18 в природном кислороде, который также использовался в расчётах атомной массы, приводило к наличию двух разных таблиц атомных масс. Химики использовали шкалу, основанную на том, что естественная смесь изотопов кислорода должна была иметь атомную массу 16, тогда как физики присваивали то же число 16 атомной массе наиболее распространённого изотопа кислорода (имеющего восемь протонов и восемь нейтронов).

Источник

Формула, используемая для преобразования:

Атомная масса атомов, ионов или атомных ядер немного меньше суммы масс составляющих их протонов, нейтронов и электронов из-за потери массы энергии связи (на E = mc 2 ).

СОДЕРЖАНИЕ

Относительная изотопная масса

Относительную изотопную массу (свойство отдельного атома) не следует путать со средней атомной массой (см. Выше), то есть средним значением для многих атомов в данном образце химического элемента.

Похожие термины для разных количеств

Атомная масса (относительная изотопная масса) определяется как масса отдельного атома, который может быть только одним изотопом (нуклидом) за раз, и не является средневзвешенным по содержанию, как в случае относительной атомной массы / атомной массы. масса. Следовательно, атомная масса или относительная изотопная масса каждого изотопа и нуклида химического элемента является числом, которое в принципе может быть измерено с высокой точностью, поскольку ожидается, что каждый образец такого нуклида будет точно идентичен любому другому образцу. поскольку ожидается, что все атомы данного типа в одном и том же энергетическом состоянии и каждый образец определенного нуклида будут точно идентичны по массе любому другому образцу этого нуклида. Например, ожидается, что каждый атом кислорода-16 будет иметь точно такую ​​же атомную массу (относительную изотопную массу), что и любой другой атом кислорода-16.

В случае многих элементов, которые имеют один встречающийся в природе изотоп ( мононуклидные элементы ) или один доминирующий изотоп, разница между атомной массой наиболее распространенного изотопа и (стандартной) относительной атомной массой или (стандартной) атомной массой может быть небольшой. или даже nil, и не влияет на большинство массовых вычислений. Однако такая ошибка может существовать и даже быть важной при рассмотрении отдельных атомов для элементов, которые не являются мононуклидами.

Для немононуклидных элементов, которые имеют более одного общего изотопа, численное различие в относительной атомной массе (атомном весе) даже от наиболее распространенной относительной изотопной массы может составлять половину единицы массы или более (например, см. Случай хлора, где атомарный вес) масса и стандартная атомная масса около 35,45). Атомная масса (относительная изотопная масса) необычного изотопа может отличаться от относительной атомной массы, атомного веса или стандартного атомного веса на несколько единиц массы.

Относительные изотопные массы всегда близки к целым числам, но никогда (за исключением случая углерода-12) точно целым числам по двум причинам:

Отношение атомной массы к массовому числу (числу нуклонов) варьируется от 0,998 838 1346 (51) для 56 Fe до 1.007 825 031 898 (14) для 1 H.

Массовые дефекты в атомных массах

Вот некоторые значения отношения атомной массы к массовому числу:

Измерение атомных масс

Связь между атомной и молекулярной массами

История

В 1860-х годах Станислао Канниццаро уточнил относительные атомные массы, применив закон Авогадро (особенно на Конгрессе в Карлсруэ 1860 года). Он сформулировал закон для определения относительных атомных масс элементов: различные количества одного и того же элемента, содержащиеся в разных молекулах, являются целыми кратными атомному весу, и определил относительные атомные массы и молекулярные массы, сравнивая плотность пара в совокупности газов с молекулы, содержащие один или несколько рассматриваемых химических элементов.

В 20-м веке, до 1960-х годов, химики и физики использовали две разные шкалы атомных масс. Химики использовали шкалу «атомных единиц массы» (а.е.м.), так что естественная смесь изотопов кислорода имела атомную массу 16, в то время как физики присвоили то же число 16 только атомной массе наиболее распространенного изотопа кислорода ( 16 O, содержащий восемь протонов и восемь нейтронов). Однако, поскольку кислород-17 и кислород-18 также присутствуют в природном кислороде, это привело к двум различным таблицам атомных масс. Единая шкала, основанная на углероде-12, 12 C, удовлетворила потребность физиков основывать шкалу на чистом изотопе, будучи численно близкой к шкале химиков. Это было принято как «единая атомная единица массы». Текущая международная система единиц (СИ) рекомендует в качестве названия этой единицы использовать дальтон и символ «Да». Название «единая атомная единица массы» и символ «u» являются признанными названиями и символами для одной и той же единицы.

В 1979 году в качестве компромисса был введен термин «относительная атомная масса» как вторичный синоним атомного веса. Двадцать лет спустя приоритет этих синонимов изменился, и теперь термин «относительная атомная масса» стал предпочтительным.

Однако термин « стандартные атомные веса» (относящийся к стандартным ожидаемым атомным весам различных образцов) не был изменен, поскольку простая замена «атомного веса» на «относительную атомную массу» привела бы к термину «стандартный относительный атомный вес». масса «

Источник