Atoomgewicht in wat het bevat, hoe het wordt berekend en voorbeelden

de atoomgewicht is de gemiddelde massa van de atomen van een bepaald chemisch element. Het is bekend en wordt onduidelijk gebruikt als een atomaire massa, hoewel de betekenis van elke letter anders is.

De term 'gewicht' in de natuurkunde impliceert de kracht uitgeoefend in een zwaartekrachtveld uitgedrukt in eenheden van kracht zoals Newton. Sinds 1908 is echter de term atoomgewicht gebruikt, die momenteel beter bekend staat als de relatieve atomaire massa; dat wil zeggen, ze zijn synoniemen.

De atomen zijn zo klein, overvloedig en verschillend, zelfs voor hetzelfde element, dat het geen gemakkelijke taak is om ze een fysieke grootte zoals massa toe te wijzen. Juist in de loop van de tijd is de keuze van de eenheid die het gewicht of de atomaire massa van een chemisch element vertegenwoordigt gevarieerd.

Aanvankelijk werd de massa van het kleinste atoom, dat het waterstofatoom (H) is, gekozen als de atomaire massa-eenheid. Het werd vervolgens veranderd in de atomaire massa-eenheid van natuurlijke zuurstof 1/16, en dan had zijn lichtere isotoop de voorkeur. ¹⁶O.

Sinds 1961, vanwege het grote belang van het koolstofatoom (C), werd ervoor gekozen om het atoomgewicht naar zijn isotoop C-12 te verwijzen. Bovendien is het C-atoom het centrale chemische element of de sleutel van de organische chemie en biochemie.

index

• 1 Wat is het atoomgewicht??
• 2 eenheden
• 3 Hoe wordt het atomaire gewicht berekend?
  • 3.1 Overwegingen
• 4 voorbeelden
• 5 Referenties

Wat is het atoomgewicht??

Het gemiddelde gewicht van de massa's van de natuurlijke isotopen waaruit een chemisch element bestaat, wordt het atomaire gewicht (AP) genoemd. De term verwijst naar de relatieve atomaire massa die wordt bezeten door de atomen van elk van de chemische elementen.

Zoals vermeld in de eerste sectie, wordt de term atoomgewicht traditioneel gebruikt, maar in werkelijkheid is het de atoommassa. Sinds 1961, gebaseerd op het koolstof-12-atoom, werd de waarde van 12 aangenomen voor de schaal van relatieve atomaire gewichten.

Maar wat is dan de atomaire massa? Het is de som van protonen en neutronen die de atoom bezit, zijnde onbelangrijk de massa die wordt bijgedragen door de elektronen. De atomaire massa van waterstof (H), bijvoorbeeld, is 1.00974 Da, en die van Magnesium (Mg) is 24.3050 Da.

Als we dit vergelijken, betekent dit dat de Mg-atomen zwaarder zijn dan de H-atomen: 24 keer preciezer. Wanneer de waarden van het gewicht of de atomaire massa van een chemisch element nodig zijn, kan dit worden verkregen door het periodiek systeem te raadplegen.

units

Een van de eerste eenheden van atoomgewicht, uma, werd uitgedrukt in 1/16 (0,0625) van het gewicht van een zuurstofatoom.

Deze eenheid veranderde met de ontdekking van het bestaan ​​van de natuurlijke isotopen van een element uit 1912; daarom konden de isotopen niet langer worden genegeerd.

Momenteel is de standaardeenheid van de atoommassa of dalton 1/12 van het gewicht van het atoom van de isotoop van ¹²C. Dit is stabieler en overvloediger dan ¹³C en ¹⁴C.

Een eenheid van gestandaardiseerde atoommassa is de massa van een nucleon (een proton of een neutron) en is equivalent aan 1 g / mol. Deze unificatie of standaardisatie gebeurde met een C-12-atoom waaraan 12 eenheden atomaire massa zijn toegewezen.

En zo kan het relatieve atoomgewicht of de atomaire massa momenteel worden uitgedrukt in gram per één mol atomen.

Hoe wordt het atoomgewicht berekend?

Om het atomaire gewicht te bepalen, moeten we eerst de atomaire massa van de isotoop berekenen, die de som is van het aantal protonen en neutronen dat een bepaald atoom heeft.

Het houdt geen rekening met de hoeveelheid elektronen die het heeft, omdat de massa verwaarloosbaar is in vergelijking met die van neutronen en protonen..

Hetzelfde gebeurt met elke isotoop van hetzelfde element. Vervolgens kennen we de natuurlijke abundantie en berekenen we een gewogen gemiddelde atoommassa van alle isotopen door het product m ∙ A (m = atomaire massa en A de abundantie gedeeld door 100) toe te voegen.

Stel dat je een cluster van ijzeratomen hebt waarvan 93% ⁵⁶Geloof, terwijl 5% dat wel is ⁵⁴Geloof en de resterende 2% ⁵⁷Geloof De atoommassa's zijn al gemarkeerd in de linkerbovenhoek van de chemische symbolen. Berekenen dan:

56 (0,93) + 54 (0,05) + 57 (0,02) = 55,92 g / mol Fe-atomen

In die cluster heeft ijzer een atoomgewicht van 55,92. Maar hoe zit het met de rest van de hele planeet Aarde of de rest van het universum? In het cluster zijn amper drie isotopen, waarvan de abundantie verandert als je rekening houdt met de aarde, waar er meer beschikbare isotopen zijn en de berekeningen ingewikkelder worden.

overwegingen

Voor de berekening van het atomaire gewicht van de elementen die in het periodiek systeem zijn vermeld, moet het volgende in aanmerking worden genomen:

-De isotopen die bestaan ​​in de aard van hetzelfde chemische element. De atomen van hetzelfde chemische element met een ander aantal neutronen zijn de isotopen van dat chemische element.

-In de monsters verkregen van elke isotoop wordt rekening gehouden met de atoommassa van elk van hen.

-Het is ook belangrijk de relatieve abundantie van elk van de isotopen voor een bepaald element in de monsters in de natuur te vinden.

-Men kan de waarde van het atoomgewicht van een enkel atoom alleen vinden of aanwezig zijn in een natuurlijk monster van het element. Of van een groep atomen in het geval van isotopen van hetzelfde element, waarmee het standaard- of gemiddelde atoomgewicht wordt bepaald.

-Om het standaard atoomgewicht van de chemische elementen te bepalen, werden een of meer isotopen van hetzelfde element beschouwd..

-Er zijn enkele chemische elementen zoals Francio (Fr) die geen stabiele isotopen hebben en nog steeds geen gestandaardiseerd atoomgewicht hebben.

Voorbeelden

Door het periodiek systeem van de chemische elementen te raadplegen, kan men het atoomgewicht van een chemisch element vinden; dat wil zeggen, die berekend zijn met betrekking tot alle stabiele isotopen (en om die reden de neiging hebben om vele decimalen te hebben).

Daar blijkt dat het atoomnummer van waterstof (H) gelijk is aan 1, gelijk aan het aantal protonen. Het atoomgewicht van H is het laagste van alle elementen, met een waarde van 1,00794 en ± 0,00001 u.

Voor boor werd het atoomgewicht bepaald op basis van twee isotopen die in de natuur werden verkregen en zijn waarden varieerden van 10.806 tot 10.821..

Er is geen standaard atoomgewicht in het geval van niet-natuurlijke of synthetische elementen die geen isotopen in de natuur hebben; zoals het bovengenoemde geval van francium (Fr), polonium (Po), radon (Ra), onder andere chemische elementen.

In deze gevallen is het atoomgewicht beperkt tot de som van het aantal protonen en neutronen van dit element.

De waarde van het atoomgewicht staat tussen haakjes, wat betekent dat het geen gestandaardiseerd atoomgewicht is. Zelfs de waarde van het standaard atoomgewicht is vatbaar voor verandering als meer isotopen van een bepaald element worden ontdekt.

referenties

1. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22 juni 2018). Atomic Weight Definition. Teruggeplaatst van: thoughtco.com
2. Jimenez, V. en Macarulla, J. (1984). Fysiologische fysicochemie. (6^ta. ed). Madrid: Interamericana
3. Whitten, K., Davis, R., Peck M. en Stanley, G. (2008). Chemie. (8^ava. ed). CENGAGE Leren: Mexico.
4. Wikipedia. (2018). Standaard atoomgewicht. Teruggeplaatst van: en.wikipedia.org
5. Prof. N. De Leon. (N.D.). Atomic Weights. Teruggeplaatst van: iun.edu