Det atomvægt er den gennemsnitlige masse af atomerne i et givet kemisk element. Det er kendt og brugt ombytteligt som atommasse, selvom betydningen af hver enkelt bogstaveligt er forskellig..
Udtrykket 'vægt' i fysik indebærer den kraft, der udøves på et tyngdefelt, udtrykt i kraftenheder såsom Newton. Siden 1908 er der imidlertid brugt udtrykket atomvægt, som i dag er bedre kendt som relativ atommasse; de er synonymer.
Atomer er så små, rigelige og forskellige selv for det samme element, at det ikke er en let opgave at tildele dem en fysisk størrelse såsom masse. Præcis over tid har valget af den enhed, der repræsenterer vægten eller atommassen af et kemisk element, varieret.
Oprindeligt blev massen af det mindste atom, som er hydrogenatomet (H), valgt som atommasseenheden. Det blev senere udskiftet med atommassenheden af naturlig ilt 1/16, og derefter er dens lettere isotop den 16ELLER.
Siden 1961, på grund af den store betydning af carbonatomet (C), blev det valgt at henvise atomvægten til dens isotop C-12. Desuden er C-atomet det centrale eller centrale kemiske element i organisk kemi og biokemi..
Artikelindeks
Atomvægten (PA) er gennemsnitsvægten af masserne af de naturlige isotoper, der udgør et kemisk element. Udtrykket henviser til den relative atommasse, som atomerne i hvert af de kemiske grundstoffer besidder.
Som nævnt i åbningsafsnittet bruges udtrykket atomvægt traditionelt, men det er faktisk atommasse. Siden 1961 blev dens værdi på 12 baseret på kulstof-12-atom vedtaget for skalaen af relative atomvægte.
Men hvad er atommassen da? Det er summen af protoner og neutroner, atomet har, massen, som elektronerne bidrager med, er ubetydelig. Atommassen af hydrogen (H) er for eksempel 1,00974 Da, og den for magnesium (Mg) er 24,3050 Da.
Sammenlignet betyder det, at Mg-atomer er tungere end H-atomer: 24 gange mere nøjagtigt. Når værdierne af vægten eller atommassen for et eller andet kemisk element er nødvendige, kan det opnås ved at se det periodiske system.
En af de første enheder med atomvægt, amu, blev udtrykt som 1/16 (0,0625) af vægten af et oxygenatom.
Denne enhed ændrede sig med opdagelsen af eksistensen af de naturlige isotoper af et element fra 1912; derfor kunne isotoper ikke længere ignoreres.
I øjeblikket er standardenheden med atommasse eller dalton 1/12 af vægten af atomet for isotopen af 12C. Dette er mere stabilt og rigeligt end 13C og 14C.
En standardiseret atommasseenhed er massen af et nukleon (en proton eller en neutron) og er lig med 1 g / mol. Denne forening eller standardisering blev udført med et C-12-atom, hvortil der er tildelt 12 atommasseenheder..
Og så kan den relative atomvægt eller atommasse i øjeblikket udtrykkes i gram pr. Mol mol atomer..
For at bestemme atomvægten skal man først beregne isotopens atommasse, som er summen af antallet af protoner og neutroner, som et bestemt atom har.
Mængden af elektroner, den har, tages ikke i betragtning, da dens masse er ubetydelig sammenlignet med den for neutroner og protoner.
Det samme gøres med hver isotop af det samme element. Derefter, ved at kende deres naturlige overflod, beregnes en vægtet gennemsnitlig atommasse af alle isotoper ved at tilføje produktet m ∙ A (m = atommasse og A overfladen divideret med 100).
Antag for eksempel, at du har en klynge af jernatomer, hvor 93% af dem er 56Tro, mens 5% er 54Fe og de resterende 2% 57Tro Atomiske masser er allerede markeret i de øverste venstre hjørner af de kemiske symboler. Beregner derefter:
56 (0,93) + 54 (0,05) + 57 (0,02) = 55,92 g / mol Fe-atomer
I denne klynge har jern en atomvægt på 55,92. Men hvad med resten af hele planeten Jorden eller resten af universet? I klyngen er der kun tre isotoper, hvis overflod ændres, hvis der tages højde for jorden, hvor der vil være flere isotoper til rådighed, og beregningerne bliver mere komplicerede.
For at beregne atomvægten af elementerne rapporteret i det periodiske system skal følgende tages i betragtning:
-Isotoper, der findes i samme kemiske grundstofs natur. Atomerne i det samme kemiske element, der har forskellige antal neutroner, er det kemiske grundstofs isotoper..
-I prøverne opnået fra hver isotop tages der hensyn til atommassen for hver af dem.
-Den relative overflod af hver af isotoperne for et bestemt element i de prøver, der findes i naturen, er også vigtig..
-Værdien af atomvægten af et enkelt atom alene eller til stede i en naturlig prøve af elementet kan findes. Eller af en gruppe atomer i tilfælde af isotoper af det samme element, der bestemmer standard- eller gennemsnitlig atomvægt.
-For at bestemme standard atomvægten for de kemiske grundstoffer blev en eller flere isotoper af det samme element overvejet.
-Der er nogle kemiske grundstoffer såsom Francium (Fr), der ikke har stabile isotoper og endnu ikke har en standardiseret atomvægt..
Ved at konsultere det periodiske system af kemiske grundstoffer kan atomvægten af et kemisk element findes; det vil sige dem, der er beregnet i betragtning af alle stabile isotoper (og af den grund har de normalt mange decimaler).
Der observeres det, at atomnummeret for brint (H) er lig med 1, lig med dets antal protoner. Atomvægten af H er den mindste af alle grundstoffer og har en værdi på 1,00794 u ± 0,00001 u.
For bor blev dets atomvægt bestemt ud fra to isotoper opnået i naturen, og dens værdi varierer fra 10.806 til 10.821.
Der er ingen standard atomvægt i tilfælde af ikke-naturlige eller syntetiske grundstoffer, der ikke har isotoper i naturen; såsom det førnævnte tilfælde af francium (Fr), polonium (Po), radon (Ra), blandt andre kemiske grundstoffer.
I disse tilfælde er atomvægten begrænset til summen af antallet af protoner og neutroner af dette element.
Atomvægtsværdien er rapporteret i parentes, hvilket betyder, at den ikke er en standardiseret atomvægt. Selv værdien af den normale atomvægt kan ændre sig, hvis der opdages flere isotoper af et bestemt element..
Endnu ingen kommentarer