2.4: masa atomică

masa atomică medie

deși masele electronului, protonului și neutronului sunt cunoscute cu un grad ridicat de precizie (tabelul 2.3.1), masa oricărui atom dat nu este pur și simplu suma maselor electronilor, protonilor și neutronilor săi. De exemplu, raportul maselor de 1h (hidrogen) și 2h (deuteriu) este de fapt 0,500384, mai degrabă decât 0,49979, așa cum s-a prezis din numărul de neutroni și protoni prezenți. Deși diferența de masă este mică, este extrem de importantă deoarece este sursa cantităților uriașe de energie eliberate în reacțiile nucleare.

deoarece atomii sunt mult prea mici pentru a măsura individual și nu au sarcini, nu există o modalitate convenabilă de a măsura cu precizie masele atomice absolute. Oamenii de știință pot măsura masele atomice relative foarte precis, cu toate acestea, folosind un instrument numit spectrometru de masă. Tehnica este similară conceptual cu cea utilizată de Thomson pentru a determina raportul masă-sarcină al electronului. În primul rând, electronii sunt îndepărtați sau adăugați la atomi sau molecule, producând astfel particule încărcate numite ioni. Când se aplică un câmp electric, ionii sunt accelerați într-o cameră separată, unde sunt deviați de la traiectoria lor inițială de un câmp magnetic, ca electronii din experimentul lui Thomson. Gradul de deformare depinde de raportul masă-încărcare al ionului. Măsurând deformarea relativă a ionilor care au aceeași sarcină, oamenii de știință pot determina masele lor relative (figura \(\PageIndex{1}\)). Astfel, nu este posibil să se calculeze cu exactitate masele atomice absolute prin simpla adunare a maselor electronilor, protonilor și neutronilor, iar masele atomice absolute nu pot fi măsurate, dar masele relative pot fi măsurate foarte precis. De fapt, este destul de obișnuit în chimie să întâlnești o cantitate a cărei magnitudine poate fi măsurată doar în raport cu o altă cantitate, mai degrabă decât absolut. Vom întâlni multe alte exemple mai târziu în acest text. În astfel de cazuri, chimiștii definesc de obicei un standard prin atribuirea arbitrară a unei valori numerice uneia dintre cantități, ceea ce le permite să calculeze valori numerice pentru restul.

figura \(\PageIndex{1}\): Determinarea maselor atomice Relative folosind un spectrometru de masă. Clorul este format din doi izotopi, \(^{35}Cl\) și \(^{37}Cl\), în aproximativ un raport de 3:1. (a) când o probă de clor elementar este injectată în spectrometrul de masă, energia electrică este utilizată pentru a disocia moleculele Cl2 în atomi de clor și pentru a converti atomii de clor în ioni Cl+. Ionii sunt apoi accelerați într-un câmp magnetic. Măsura în care ionii sunt deviați de câmpul magnetic depinde de raporturile lor relative masă-sarcină. Rețineți că ionii mai ușori 35cl + sunt deviați mai mult decât ionii mai grei 37cl+. Prin măsurarea deviațiilor relative ale ionilor, chimiștii își pot determina raporturile masă-sarcină și, astfel, masele lor. (b) fiecare vârf din spectrul de masă corespunde unui ion cu un anumit raport masă-sarcină. Abundența celor doi izotopi poate fi determinată din înălțimile vârfurilor.

standardul arbitrar care a fost stabilit pentru descrierea masei atomice este unitatea de masă atomică (amu sau u), definită ca o doisprezecime din masa unui atom de 12C. deoarece masele tuturor celorlalți atomi sunt calculate în raport cu standardul 12c, 12C este singurul atom enumerat în tabelul 2.3.2 a cărui masă atomică exactă este egală cu numărul de masă. Experimentele au arătat că 1 amu = 1,66 10-24 g.

experimentele spectrometrice de masă dau o valoare de 0,167842 pentru raportul dintre masa 2H și masa 12C, deci masa absolută a 2H este

\

masele celorlalte elemente sunt determinate într-un mod similar.

tabelul periodic enumeră masele atomice ale tuturor elementelor. Compararea acestor valori cu cele date pentru unii izotopi din tabelul 2.3.2 relevă faptul că masele atomice date în tabelul periodic nu corespund niciodată exact cu cele ale oricăruia dintre izotopi. Deoarece majoritatea elementelor există ca amestecuri de mai mulți izotopi stabili, masa atomică a unui element este definită ca media ponderată a maselor izotopilor. De exemplu, carbonul natural este în mare parte un amestec de doi izotopi: 98,89% 12C (masa = 12 amu prin definiție) și 1,11% 13C (masa = 13,003355 amu). Abundența procentuală de 14C este atât de scăzută încât poate fi ignorată în acest calcul. Masa atomică medie a carbonului este apoi calculată după cum urmează:

\

carbonul este predominant 12C, deci masa sa atomică medie ar trebui să fie aproape de 12 amu, ceea ce este în acord cu acest calcul.

valoarea 12.01 este afișată sub simbolul pentru C în tabelul periodic, deși fără abrevierea amu, care este omisă în mod obișnuit. Astfel, masa atomică tabelată a carbonului sau a oricărui alt element este media ponderată a maselor izotopilor naturali.

Example \ (\PageIndex{1}\)

bromul natural este format din cei doi izotopi enumerați în tabelul următor:

Isotope Exact Mass (amu) Percent Abundance (%)
79Br 78.9183 50.69
81Br 80.9163 49.31

Calculate the atomic mass of bromine.

Given: masa exactă și abundența procentuală

cerut: masa atomică

strategie:

  1. convertiți abundența procentuală în formă zecimală pentru a obține fracția de masă a fiecărui izotop.
  2. înmulțiți masa exactă a fiecărui izotop cu fracțiunea sa de masă corespunzătoare (procent abundență 100%) pentru a obține masa sa ponderată.
  3. adăugați împreună masele ponderate pentru a obține masa atomică a elementului.
  4. verificați pentru a vă asigura că răspunsul dvs. are sens.

soluție:

A masa atomică este media ponderată a maselor izotopilor. În general, putem scrie

masa atomică a elementului = + + …

bromul are doar doi izotopi. Conversia abundențelor procentuale în fracții de masă dă

\
\

b înmulțirea masei exacte a fiecărui izotop cu fracția de masă corespunzătoare dă masa ponderată a izotopului:

\(\rm^{79}Br: 79,9183 \;amu \times 0,5069 = 40,00\; amu\)

\(\rm^{81}Br: 80,9163 \;amu \Ori 0,4931 = 39,90 \;amu\)

c suma maselor ponderate este masa atomică a bromului este

40,00 amu + 39,90 amu = 79.90 amu

D această valoare este aproximativ la jumătatea distanței dintre masele celor doi izotopi, ceea ce este de așteptat deoarece abundența procentuală a fiecăruia este de aproximativ 50%.

Exercise \(\PageIndex{1}\)

magneziul are cei trei izotopi enumerați în tabelul următor:

izotop masa exactă (amu) procent abundență (%)
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

Lasă un răspuns

Adresa ta de email nu va fi publicată.