Keskimääräinen atomimassa
vaikka elektronin, protonin ja neutronin massat tunnetaan erittäin tarkasti (taulukko 2.3.1), minkään atomin massa ei ole pelkästään sen elektronien, protonien ja neutronien massojen summa. Esimerkiksi 1H: n (vedyn) ja 2h: n (deuteriumin) massojen suhde on todellisuudessa 0,500384 eikä 0,49979, kuten paikalla olevien neutronien ja protonien määrästä on ennustettu. Vaikka massaero on pieni, se on äärimmäisen tärkeä, koska se on ydinreaktioissa vapautuvien valtavien energiamäärien lähde.
koska atomit ovat aivan liian pieniä yksittäin mitattaviksi eikä niillä ole varauksia, ei ole kätevää tapaa mitata absoluuttisia atomimassoja tarkasti. Tutkijat voivat kuitenkin mitata suhteellisia atomimassoja hyvin tarkasti massaspektrometriksi kutsutun laitteen avulla. Tekniikka on käsitteellisesti samanlainen kuin Thomson käytti elektronin massa-varaus-suhteen määrittämiseen. Ensin atomeista tai molekyyleistä poistetaan elektroneja tai lisätään niihin elektroneja, jolloin syntyy varautuneita hiukkasia, joita kutsutaan ioneiksi. Sähkökentän vaikutuksesta ionit kiihdytetään erilliseen kammioon, jossa magneettikenttä kääntää ne alkuperäisestä liikeradastaan, kuten elektronit Thomsonin kokeessa. Taipuman laajuus riippuu ionin massa-varaus-suhteesta. Mittaamalla saman varauksen omaavien ionien suhteellista taipumaa tutkijat voivat määrittää niiden suhteelliset massat (Kuva \(\PageIndex{1}\)). Absoluuttisia atomimassoja ei siis voida laskea tarkasti yksinkertaisesti laskemalla yhteen elektronien, protonien ja neutronien massat, eikä absoluuttisia atomimassoja voida mitata, mutta suhteellisia massoja voidaan mitata hyvin tarkasti. Kemiassa on itse asiassa melko yleistä kohdata Suure, jonka suuruutta voidaan mitata vain suhteessa johonkin muuhun suureeseen, eikä ehdottomasti. Kohtaamme monia muita esimerkkejä myöhemmin tässä tekstissä. Tällöin kemistit yleensä määrittelevät standardin antamalla mielivaltaisesti jollekin suureelle numeerisen arvon, jonka avulla he voivat laskea lopuille numeerisia arvoja.
mielivaltainen standardi, joka on vahvistettu atomimassan kuvaamiseksi, on atomimassayksikkö (amu tai u), joka määritellään kahdestoistaosaksi yhden 12C-atomin massasta. koska kaikkien muiden atomien massat lasketaan suhteessa 12C-standardiin, 12C on ainoa taulukossa 2.3.2 mainittu atomi, jonka tarkka atomimassa on yhtä suuri kuin massaluku. Kokeet ovat osoittaneet, että 1 amu = 1,66 × 10-24 g.
Massaspektrometriset kokeet antavat arvon 0,167842 2h: n massan suhteelle 12C: n massaan, joten 2h: n absoluuttinen massa on
\
muiden alkuaineiden massat määritetään samalla tavalla.
Jaksollinen järjestelmä luettelee kaikkien alkuaineiden atomimassat. Kun näitä arvoja verrataan taulukossa 2.3.2 eräille isotoopeille annettuihin arvoihin, käy ilmi, että jaksollisessa järjestelmässä annetut atomimassat eivät koskaan vastaa täsmälleen minkään isotoopin arvoja. Koska suurin osa alkuaineista on useiden stabiilien isotooppien seoksina, alkuaineen atomimassa määritellään isotooppien massojen painotettuna keskiarvona. Esimerkiksi luonnossa esiintyvä hiili on suurelta osin kahden isotoopin seos: 98,89% 12c (massa = määritelmän mukaan 12 amu) ja 1,11% 13c (massa = 13,003355 amu). 14C: n prosentuaalinen runsaus on niin pieni, että se voidaan jättää tässä laskelmassa huomioimatta. Hiilen keskimääräinen atomimassa lasketaan tämän jälkeen seuraavasti:
\
hiili on pääosin 12C, joten sen keskimääräisen atomimassan tulisi olla lähellä 12 amu: ta, mikä on tämän laskelman mukaista.
arvo 12,01 näkyy jaksollisessa järjestelmässä C-kirjaimen alla, joskin ilman lyhennettä amu, joka tavallisesti jätetään pois. Näin hiilen tai minkä tahansa muun alkuaineen taulukoitu atomimassa on luonnossa esiintyvien isotooppien massojen painotettu keskiarvo.
esimerkki \(\PageIndex{1}\)
luonnossa esiintyvä bromi koostuu kahdesta seuraavassa taulukossa luetellusta isotoopista:
| Isotope | Exact Mass (amu) | Percent Abundance (%) |
|---|---|---|
| 79Br | 78.9183 | 50.69 |
| 81Br | 80.9163 | 49.31 |
Calculate the atomic mass of bromine.
Given: tarkka massa ja prosentuaalinen runsaus
pyysi: atomimassa
strategia:
- Muunna prosenttimäärät desimaalimuotoon, jotta saadaan kunkin isotoopin massaosuus.
- kerrotaan kunkin isotoopin tarkka massa sen vastaavalla massaosuudella (runsasprosentteina θ 100), jotta saadaan sen painotettu massa.
- lasketaan yhteen painotetut massat, jotta saadaan alkuaineen atomimassa.
- Tarkista, että vastauksessasi on järkeä.
ratkaisu:
a atomimassa on isotooppien massojen painotettu keskiarvo. Yleisesti voidaan kirjoittaa
alkuaineen atomimassa = + + …
bromilla on vain kaksi isotooppia. Muunnettaessa abundanssiprosentit massaosuuksiksi saadaan
b kertomalla kunkin isotoopin tarkka massa vastaavalla massaosuudella isotoopin painotettu massa:
\(\rm^{79}Br: 79.9183 \;amu \times 0.5069 = 40.00\; amu\)
\(\rm^{81}Br: 80.9163 \;amu \times 0.4931 = 39.90 \;amu\)
C painotettujen massojen summa on bromin atomimassa on
40.00 amu + 39.90 amu = 79.90 amu
D tämä arvo on suunnilleen kahden isotoopin massojen puolivälissä, mikä on odotettavissa, koska kummankin prosentuaalinen runsaus on noin 50%.
liikunta \(\PageIndex{1}\)
magnesiumilla on seuraavassa taulukossa luetellut kolme isotooppia:
| isotooppi | prosentti runsaus (%) | |
|---|---|---|
| 24mg | 23.98504 | 78.70 |
| 25Mg | 24.98584 | 10.13 |
| 26Mg | 25.98259 | 11.17 |
Use these data to calculate the atomic mass of magnesium.
Answer: 24.31 amu