În ce se măsoară masa atomică a unui element? Cum se calculează masa atomică

Numar de masa. Numărul de masă este numărul total de protoni și neutroni din nucleul unui atom. Este notat cu A.

Vorbind despre un nucleu atomic specific, termenul nuclid este de obicei folosit, iar particulele nucleare protoni și neutroni sunt denumite colectiv nucleoni.

numar atomic. Numărul atomic al unui element este același cu numărul de protoni din nucleul atomului său. Este notat cu simbolul Z. Numărul atomic este legat de numărul de masă prin următoarea relație:

unde N este numărul de neutroni din nucleul unui atom.

Fiecare element chimic este caracterizat de un anumit număr atomic. Cu alte cuvinte, două elemente nu pot avea același număr atomic. Numărul atomic este egal nu numai cu numărul de protoni din nucleul atomilor unui element dat, ci și este egal cu numărul electronii care inconjoara nucleul unui atom. Acest lucru se datorează faptului că atomul în ansamblu este o particulă neutră din punct de vedere electric. Astfel, numărul de protoni din nucleul unui atom este egal cu numărul de electroni din jurul nucleului. Această afirmație nu se aplică ionilor, care, desigur, sunt particule încărcate.

Prima fundamentare experimentală a numerelor atomice ale elementelor* a fost obținută în 1913 de Henry Moseley, care lucra la Oxford. A bombardat ținte de metal dur cu raze catodice. (În 1909, Barkla și Kayi au arătat deja că orice element solid, atunci când este bombardat cu un fascicul rapid de raze catodice, emite raze X caracteristice acelui element.) Moseley a analizat razele X caracteristice folosind o tehnică de înregistrare fotografică. El a descoperit că lungimea de undă a radiației caracteristice cu raze X crește odată cu creșterea greutății atomice (masei) metalului și a arătat că Rădăcină pătrată a frecvenței acestei radiații de raze X este direct proporțională cu un număr întreg, pe care l-a notat cu simbolul Z.

Moseley a descoperit că acest număr coincide aproximativ cu jumătate din valoarea masei atomice. El a concluzionat că acest număr – numărul atomic al elementului – este o proprietate fundamentală a atomilor săi. S-a dovedit a fi egal cu numărul de protoni din atomul unui element dat. Astfel, Moseley a legat frecvența emisiei caracteristice de raze X la număr de serie element radiant (legea lui Moseley). Această lege avea mare importanță pentru aprobarea legii periodice a elementelor chimice şi înfiinţarea simțul fizic numar atomic elemente.

Cercetările lui Moseley i-au permis să prezică existența a trei elemente care lipseau până la acel moment în tabelul periodic cu numerele atomice 43, 61 și 75. Aceste elemente au fost descoperite mai târziu și au primit denumirile de tehnețiu, prometiu și, respectiv, reniu.

Simboluri ale nuclizilor. Se obișnuiește să se indice numărul de masă al unui nuclid ca superscript și numărul atomic ca subindice în stânga simbolului elementului. De exemplu, notația 1IC înseamnă că acest nuclid de carbon (ca toți ceilalți nuclizi de carbon) are un număr atomic de 6. Acest nuclid particular are un număr de masă de 12. Un alt nuclid de carbon corespunde simbolului 14C Deoarece toți nuclizii de carbon au un atom atomic. număr de 6, nuclidul specificat este adesea scris la fel ca 14C sau carbon-14.

Izotopi. Izotopii sunt soiuri atomice ale aceluiași element cu proprietăți diferite. Ele diferă prin numărul de neutroni din nucleul lor. Astfel, izotopii aceluiași element au același număr atomic, dar numere de masă diferite. În tabel. 1.1 arată valorile numărului de masă A, numărului atomic Z și numărului de neutroni N din nucleul atomilor fiecăruia dintre cei trei izotopi de carbon.

Tabelul 1.1. Izotopi ai carbonului

Conținutul izotopic al elementelor. În cele mai multe cazuri, fiecare element este un amestec de izotopi diferiți. Conținutul fiecărui izotop dintr-un astfel de amestec se numește abundență izotopică. De exemplu, siliciul se găsește în compușii naturali cu următoarele abundențe izotopice naturale: 92,28% 28Si, 4,67% 29Si și 3,05% 30Si. Rețineți că abundența izotopică totală a unui element trebuie să fie exact 100%. Abundența izotopică relativă a fiecăruia dintre acești izotopi este de 0,9228, 0,0467 și, respectiv, 0,0305. Suma acestor numere este exact 1.0000.

Unitatea de masă atomică (a.m.u.).În prezent, masa nuclidului X|C este acceptată ca standard pentru determinarea unității de masă atomică. Acest nuclid are o masă de 12.0000 amu. Astfel, o unitate de masă atomică este egală cu o doisprezecea parte din masa acelui nuclid. Valoarea adevărată a unității de masă atomică este 1,661 10-27 kg. Cele trei particule fundamentale care sunt părțile constitutive atomii au urmatoarele mase:

masa protonilor = 1,007277 amu masa neutronilor = 1,008665 amu masa electronilor = 0,000 548 6 a. mânca.

Folosind aceste valori, se poate calcula masa izotopică a fiecărui nuclid particular. De exemplu, masa izotopică a nuclidului 3JCl este suma maselor a 17 protoni, 18 neutroni și 17 electroni:

17(1,007277 amu) + 18(1,008665 amu) + + 17(0,0005486 amu) = 35,289005 amu mânca.

Cu toate acestea, date experimentale precise indică faptul că masa izotopică a 37C1 este de 34,96885 amu. m. Discrepanța dintre valorile calculate și cele găsite experimental este de 0,32016 a.m.u. Se numește defect de masă; cauza defectului de masă este explicată în Sec. 1.3.

Masele atomilor și moleculelor sunt foarte mici, așa că este convenabil să alegeți masa unuia dintre atomi ca unitate de măsură și să exprimați masele atomilor rămași în raport cu acesta. Este exact ceea ce a făcut fondatorul teoriei atomice Dalton, care a întocmit un tabel cu masele atomice, luând masa unui atom de hidrogen ca unitate.

Până în 1961, în fizică, 1/16 din masa unui atom de oxigen 16O a fost luată ca unitate de masă atomică (amu prescurtat), iar în chimie, 1/16 din masa atomică medie a oxigenului natural, care este un amestec de trei izotopi. Unitatea de masă chimică a fost cu 0,03% mai mare decât cea fizică.

Acceptat în prezent în fizică și chimie un singur sistem măsurători. 1/12 din masa atomului de carbon 12C a fost aleasă ca unitate standard de masă atomică.

1 amu \u003d 1/12 m (12 C) \u003d 1,66057 × 10-27 kg \u003d 1,66057 × 10-24 g.

Când se calculează masa atomică relativă, abundența izotopilor elementelor în Scoarta terestra. De exemplu, clorul are doi izotopi 35Cl (75,5%) și 37Cl (24,5%). masă atomică clorul este egal cu:

Ar(Cl) = (0,755xm(35Cl) + 0,245xm(37Cl)) / (1/12xm(12C) = 35,5.

Din definiția masei atomice relative rezultă că masa absolută medie a unui atom este egală cu masa atomică relativă înmulțită cu amu:

m(Cl) = 35,5 × 1,66057 × 10-24 = 5,89 × 10-23 g.

Exemple de rezolvare a problemelor

Mase atomice și moleculare relative

Acest calculator este conceput pentru a calcula masa atomică a elementelor.

Masă atomică(numit si masa atomică relativă) Este valoarea masei unui atom dintr-o substanță. Masa atomică relativă se exprimă în unități de masă atomică. Masa atomică relativă distinctiv(Adevărat) greutate atom. În același timp, masa reală a unui atom este prea mică și, prin urmare, nepotrivită pentru utilizare practică.

Masa atomică a unei substanțe afectează cantitatea protoniȘi neutroniîn nucleul unui atom.

Masa electronilor este ignorată deoarece este foarte mică.

Pentru a determina masa atomică a unei substanțe, trebuie să introduceți următoarele informații:

• Numărul de protoni- câți protoni sunt în nucleul unei substanțe;
• Numărul de neutroni Câți neutroni sunt în nucleul materiei.

Pe baza acestor date, calculatorul va calcula masa atomică a substanței, exprimată în unități de masă atomică.

Tabelul elementelor chimice și masa lor atomică hidrogen H 1,0079 nichel Nu este 58,70 heliu El 4,0026 brutar Cu 63,546 litiu Li 6941 zinc Zn 65,38 beriliu fi 9,01218 Galia Georgia 69,72 Bor ÎN 10,81 Germania GE. 72,59 carbon CU 12,011 arsenic Cum 74,9216 azot N 14,0067 seleniu sunt 78,96 oxigen O 15,9994 Brom brom 79904 fluor F 18,99840 cripton Cr 83,80 neon Nu 20,179 rubidiu Rb 85,4678 sodiu pe 22,98977 stronţiu sters 87,62 magneziu mg 24,305 ytriu Y 88,9059 aluminiu Al 26,98154 zirconiu Zr 91,22 niobiu Nb 92,9064 Nobel Nu 255 molibden lu 95,94 Lawrence lr 256 tehnețiu Ts 98,9062 Kurceatovy ka 261 ruteniu Ru 101,07 * * * rodiu rhesus 102.9055 * * * paladiu Pd 106,4 * * * argint Ag 107 868 * * * silicon Tu 28,086 cadmiu CD 112,40 fosfor P 30,97376 India 114,82 sulf 32,06 staniu sn 118,69 clor Cl 35,453 antimoniu Sb 121,75 argon Arkansas 39,948 teluriu aceste 127,60 potasiu LA 39,098 iod eu 126,904 calciu California 40,08 xenon Xe 131,30 scandiu Carolina de Sud 44,9559 cesiu Cs 132.9054 Titan aceste 47,90 bariu ba 137,34 vanadiu 50,9414 lantan la 138.9055 crom Cr 51,996 ceriu Ce 140,12 mangan Minnesota 54,9380 Praseodim Relatii cu publicul 140.9077 fier Fe 55,847 Eu nu Nd 144,24 cobalt Co. 58,9332 prometiu serile Samaria sm 150,4 bismut ar 208.9804 europiu Uniunea Europeană 151,96 Poloniu după 209 gadoliniu D-zeu 157,25 ASTAT V 210 terbiu Tb 158.9254 radon Rn 222 disprozie du $ 16,50 Franţa fr 223 Holmiu Hei 164.9304 rază R 226.0254 erbiu Er 167,26 actiniu curent alternativ 227 tuliu Tm 168.9342 toriu th 232.0381 iterbiu Yb 173,04 protactiniu Pennsylvania 231.0359 Lutetia lu 174,97 Uranus U 238,029 hafniu frecventa inalta 178,49 neptuniu Np 237.0482 tantal Acest 180.9479 plutoniu Pu 244 tungsten W 183,85 America A.m 243 reniu re 186,207 curie cm 247 osmiu OS 190,2 Berkeley B.K. 247 iridiu infraroşu 192,22 California comparaţie 251 platină Pt 195,09 Einstein es 254 aur Au 196.9665 fermi fm 257 Mercur Mercur 200,59 Mendelevy Maryland 258 taliu Tl 204,37 * * * Conduce Pb 207,2 * * *

Masa atomică relativă a unui element Starea sarcinii: Determinați masa moleculei de oxigen. numărul sarcinii. 4.1.2 din „Culegere de probleme de pregătire pentru viitoarele examene de fizică a USPTU” informație: Soluţie: Luați în considerare o moleculă de oxigen molecular \(\nu\) (număr arbitrar). Amintiți-vă că formula oxigenului este O2. Pentru a găsi masa (\m) suma dată oxigen, greutatea moleculară a oxigenului \ (M \) înmulțită cu numărul de moli \ (\ nu \). Folosind tabelul periodic, este ușor de stabilit că masa molară a oxigenului este \ (M \) 32 g / mol sau 0,032 kg / mol. Într-un mol, numărul de molecule de avogadro \ (N_A \) și v \ (\ nu \) mol - v \ (\ nu \) este uneori mai mare, adică. Pentru a afla masa unei molecule \ (m_0 \), masa totală \ (m \) trebuie împărțită la numărul de molecule \ (N \). \[(m_0)=\frac(m)(N)\] \[(m_0)=\frac((\nu\cdot M))((\nu\cdot(N_A)))\] \((M_0)=\frac(M)(((N_A)))\] Numărul lui Avogadro (N_A1) este o valoare tabelară egală cu 6,022 1023 mol-1. Efectuam calcule: \[(M_0) = \frac ((0,032)) ((6,022\cdot ((10) * (23)))) = 5,3\cdot (10^(-26)) \; = 5,3 kg\cdot(10^(-23))\; r\] Răspuns: 5,3 10-23 Dacă nu înțelegeți soluția și dacă aveți întrebări sau găsiți un bug, puteți lăsa un comentariu mai jos. Atomii sunt foarte mici și foarte mici. Dacă exprimăm masa unui atom element chimicîn grame, atunci va fi un număr pentru care virgula este mai mare de douăzeci de zerouri. Prin urmare, măsurarea masei atomilor în grame este inadecvată. Cu toate acestea, dacă luăm o masă foarte mică pe unitate, toate celelalte mase mici pot fi exprimate ca raport între acea unitate. 1/12 din masa unui atom de carbon este aleasă ca unitate de măsurare a masei unui atom. Se numește 1/12 din masa unui atom de carbon. masă atomică(Ae. Formula masei atomice Masa atomică relativă valoarea este egală cu raportul dintre masa reală a unui atom al unui anumit element chimic și 1/12 din masa reală a unui atom de carbon. Aceasta este o cantitate infinită, deoarece cele două mase sunt separate. Ar = matematică. / (1/12) cană. Cu toate acestea, masa atomică absolută este egală cu valoarea relativă și are unitatea de măsură amu. Aceasta înseamnă că masa atomică relativă indică de câte ori masa unui anumit atom este mai mare decât 1/12 dintr-un atom de carbon. Dacă un atom de Ar = 12, atunci masa lui este de 12 ori mai mare decât 1/12 din masa unui atom de carbon sau, cu alte cuvinte, 12 unități de masă atomică. Poate fi doar pentru carbon (C). Pe atomul de hidrogen (H) Ar = 1. Aceasta înseamnă că masa sa este egală cu masa a 1/12 părți din masa atomului de carbon. Pentru oxigen (O), masa atomică relativă este de 16 amu. Aceasta înseamnă că un atom de oxigen este de 16 ori mai mare decât 1/12 dintr-un atom de carbon și are 16 unități de masă atomică. Cel mai ușor element este hidrogenul. Masa sa este de aproximativ 1 amu. Pe cei mai grei atomi, masa se apropie de 300 amu. De obicei, pentru fiecare element chimic, valoarea acestuia este masa absolută a atomilor, exprimată ca a. De exemplu. Valoarea unităților de masă atomică este înregistrată în tabelul periodic. Concept folosit pentru molecule greutate moleculară relativă (g). Greutatea moleculară relativă indică de câte ori masa unei molecule este mai mare decât 1/12 din masa unui atom de carbon. Cu toate acestea, deoarece masa unei molecule este egală cu suma maselor atomilor săi atomici, masa moleculară relativă poate fi găsită pur și simplu prin adăugarea maselor relative ale acelor atomi. De exemplu, o moleculă de apă (H2O) conține doi atomi de hidrogen cu Ar = 1 și un atom de oxigen cu Ar = 16. Prin urmare, gentleman (H2O) = 18. Multe substanțe au o structură nemoleculară, cum ar fi metalele. În acest caz, greutatea lor moleculară relativă este egală cu greutatea lor atomică relativă. Chimia se numește o cantitate semnificativă fracția de masă a unui element chimicîntr-o moleculă sau substanță. Arată câtă greutate moleculară relativă aparține acestui element. De exemplu, în apă, hidrogenul are 2 părți (ca ambii atomi) și oxigenul 16. Aceasta înseamnă că atunci când hidrogenul este amestecat cu 1 kg și 8 kg greutate oxigen, ele reacționează fără a lăsa reziduuri. Fracția de masă a hidrogenului este 2/18 = 1/9, iar conținutul de oxigen este 16/18 = 8/9. microbalanță in caz contrar a sustine, echilibru atomic(engleză microbiană sau engleză nanotuburi) este un termen care se referă la: un grup mare de instrumente analitice, a căror precizie măsoară masa de la una la câteva sute de micrograme; un instrument special de înaltă precizie care vă permite să măsurați masa obiectelor de până la 0,1 ng (nanovesy). Descriere Una dintre primele referințe la microglob este din 1910, când William Ramsay a fost informat despre cât de mult a evoluat, permițând determinarea greutăților în intervalul de 0,1 mm3 a corpului până la 10-9 g (1 ng). În zilele noastre, termenul „microbian” este folosit mai frecvent pentru a se referi la dispozitivele care măsoară și determină modificări de masă în intervalul de micrograme (10-6 grame). Microbiologii au intrat în practica laboratoarelor moderne de cercetare și industriale și au fost produși în diferite versiuni cu sensibilități diferite și costuri corespunzătoare. În același timp, se dezvoltă o tehnică de măsurare în zona nanogramelor. chimie. cum să aflu masa atomică relativă? Când vorbim despre măsurarea masei la nivelul nanogramelor, care este importantă pentru măsurarea masei atomilor, moleculelor sau clusterelor, luăm în considerare mai întâi spectrometria de masă. În acest caz, trebuie avut în vedere că măsurarea masei folosind această metodă implică necesitatea de a converti obiectele de cântărire în ioni, ceea ce este uneori foarte nedorit. Acest lucru nu este necesar atunci când se utilizează un alt dispozitiv practic important și utilizat pe scară largă pentru măsurarea precisă a microbilor de cuarț în vrac, al cărui mecanism de acțiune este descris în articolul corespunzător. link-uri Jensen K., Kwanpyo Kim, Zettl A. Detector atomic de rezoluție atomică nanomecan // arXiv: 0809.2126 (12 septembrie 2008).

Masele atomilor și moleculelor sunt foarte mici, așa că este convenabil să alegeți masa unuia dintre atomi ca unitate de măsură și să exprimați masele atomilor rămași în raport cu acesta. Este exact ceea ce a făcut fondatorul teoriei atomice Dalton, care a întocmit un tabel cu masele atomice, luând masa unui atom de hidrogen ca unitate.

Până în 1961, în fizică, 1/16 din masa unui atom de oxigen 16 O a fost luată ca unitate de masă atomică (amu prescurtat), iar în chimie - 1/16 din masa atomică medie a oxigenului natural, care este un amestec a trei izotopi. Unitatea de masă chimică a fost cu 0,03% mai mare decât cea fizică.

În prezent, un sistem de măsurare unificat a fost adoptat în fizică și chimie. 1/12 din masa atomului de carbon 12 C este aleasă ca unitate standard de masă atomică.

1 amu \u003d 1/12 m (12 C) \u003d 1,66057 × 10 -27 kg \u003d 1,66057 × 10 -24 g.

DEFINIȚIE

Masa atomică relativă a unui element (A r)- aceasta este o cantitate adimensională egală cu raportul dintre masa medie a unui atom element și 1/12 din masa unui atom 12 C.

La calcularea masei atomice relative, se ia în considerare abundența izotopilor elementelor din scoarța terestră. De exemplu, clorul are doi izotopi 35 Cl (75,5%) și 37 Cl (24,5%).Masa atomică relativă a clorului este:

A r (Cl) \u003d (0,755 × m (35 Cl) + 0,245 × m (37 Cl)) / (1/12 × m (12 C) = 35,5.

Din definiția masei atomice relative rezultă că masa absolută medie a unui atom este egală cu masa atomică relativă înmulțită cu amu:

m(Cl) = 35,5 × 1,66057 × 10 -24 = 5,89 × 10 -23 g.

Exemple de rezolvare a problemelor

EXEMPLUL 1

EXEMPLUL 2

Ce este „masa atomică”? Cum se scrie corect cuvânt dat. Concept și interpretare.

Masă atomică Conceptul acestei cantități a suferit modificări pe termen lung, în conformitate cu schimbarea ideii de atomi. Conform teoriei lui Dalton (1803), toți atomii aceluiași element chimic sunt identici, iar masa atomică a acestuia este un număr egal cu raportul dintre masa lor și masa unui atom al unui element standard. Cu toate acestea, în jurul anului 1920 a devenit clar că elementele găsite în natură sunt de două tipuri: unele sunt într-adevăr reprezentate de atomi identici, în timp ce altele au aceeași sarcină nucleară, dar masă diferită; asemenea soiuri de atomi au fost numite izotopi. Definiția lui Dalton este astfel valabilă doar pentru elementele de primul tip. Masa atomică a unui element cu izotopi multipli este valoarea medie din numerele de masă ale tuturor izotopilor săi, luate ca procent corespunzător abundenței lor în natură. În secolul 19 chimiștii au folosit hidrogen sau oxigen ca standard în determinarea maselor atomice. În 1904, 1/16 din masa medie a unui atom de oxigen natural (unitatea de oxigen) a fost adoptată ca standard, iar scara corespunzătoare a fost numită chimică. Determinarea spectrografică de masă a maselor atomice a fost efectuată pe baza a 1/16 de masă a izotopului 16O, iar scara corespunzătoare a fost numită fizică. În anii 1920, s-a descoperit că oxigenul natural este un amestec de trei izotopi: 16O, 17O și 18O. În acest sens, au apărut două probleme. În primul rând, s-a dovedit că abundența relativă a izotopilor naturali de oxigen variază ușor, ceea ce înseamnă că scara chimică se bazează pe o cantitate care nu este o constantă absolută. În al doilea rând, fizicienii și chimiștii au obținut sensuri diferite astfel de constante derivate precum volumele molare, numărul lui Avogadro etc. Soluția problemei a fost găsită în 1961, când 1/12 din masa izotopului de carbon 12C (unitatea de carbon) a fost luată ca unitate de masă atomică (amu). (1 amu, sau 1D (dalton), în unitățile de masă SI este 1,66057×10-27 kg.) Carbonul natural este, de asemenea, format din doi izotopi: 12C - 99% și 13C - 1%, dar noile valori masele atomice ale elementelor sunt asociat doar cu primul dintre ele. Ca rezultat, s-a obținut un tabel universal al maselor atomice relative. De asemenea, izotopul 12C s-a dovedit a fi convenabil pentru măsurători fizice. METODE DE DETERMINARE Masa atomică poate fi determinată fie prin metode fizice, fie prin metode chimice. Metode chimice diferă prin aceea că la una dintre etape nu implică atomii înșiși, ci combinațiile lor. Metode chimice. Conform teoriei atomice, numerele de atomi ale elementelor din compuși sunt legate între ele ca numere întregi mici (legea rapoartelor multiple, care a fost descoperită de Dalton). Prin urmare, pentru un compus de compoziție cunoscută, este posibil să se determine masa unuia dintre elemente, cunoscând masele tuturor celorlalte. În unele cazuri, masa unui compus poate fi măsurată direct, dar este de obicei găsită prin metode indirecte. Să luăm în considerare ambele abordări. Masa atomică a Al a fost recent determinată în felul următor. Cantitățile cunoscute de Al au fost transformate în nitrat, sulfat sau hidroxid și apoi calcinate în alumină (Al2O3), care a fost cuantificată cu precizie. Din raportul dintre cele două mase cunoscute și masele atomice de aluminiu și oxigen (15.9)

masă atomică este suma maselor tuturor protonilor, neutronilor și electronilor care formează un atom sau o moleculă. În comparație cu protoni și neutroni, masa electronilor este foarte mică, deci nu este luată în considerare în calcule. Deși este incorect din punct de vedere formal, acest termen este adesea folosit pentru a se referi la masa atomică medie a tuturor izotopilor unui element. De fapt, aceasta este masa atomică relativă, numită și greutate atomica element. Greutatea atomică este media maselor atomice ale tuturor izotopilor naturali ai unui element. Chimiștii trebuie să facă distincția între aceste două tipuri de masă atomică atunci când își fac treaba - o valoare incorectă a masei atomice poate duce, de exemplu, la un rezultat incorect pentru randamentul unui produs de reacție.

Pași

Aflarea masei atomice conform tabelului periodic al elementelor

Aflați cum se scrie masa atomică. Masa atomică, adică masa unui atom sau a unei molecule date, poate fi exprimată în unități SI standard - grame, kilograme și așa mai departe. Cu toate acestea, datorită faptului că masele atomice exprimate în aceste unități sunt extrem de mici, ele sunt adesea scrise în unități de masă atomică unificate, sau pe scurt a.u.m. sunt unități de masă atomică. O unitate de masă atomică este egală cu 1/12 din masa izotopului standard de carbon-12.

• Unitatea de masă atomică caracterizează masa un mol din elementul dat în grame. Această valoare este foarte utilă în calculele practice, deoarece poate fi folosită pentru a converti cu ușurință masa unui anumit număr de atomi sau molecule ale unei substanțe date în moli și invers.

1. Găsiți masa atomică în tabelul periodic al lui Mendeleev. Majoritatea tabelelor periodice standard conțin masele atomice (greutăți atomice) ale fiecărui element. De regulă, ele sunt date ca un număr în partea de jos a celulei cu elementul, sub literele care denotă elementul chimic. Acesta nu este de obicei un număr întreg, ci o zecimală.

   Amintiți-vă că tabelul periodic arată masele atomice medii ale elementelor. După cum sa menționat mai devreme, masele atomice relative date pentru fiecare element în sistem periodic, sunt valorile medii ale maselor tuturor izotopilor unui atom. Această valoare medie este valoroasă pentru multe scopuri practice: de exemplu, este utilizată la calcularea masei molare a moleculelor formate din mai mulți atomi. Cu toate acestea, atunci când aveți de-a face cu atomi individuali, această valoare de obicei nu este suficientă.

   • Deoarece masa atomică medie este o medie a mai multor izotopi, valoarea dată în tabelul periodic nu este exacte valoarea masei atomice a unui singur atom.
   • Masele atomice ale atomilor individuali trebuie calculate luând în considerare numărul exact de protoni și neutroni dintr-un singur atom.

Calculul masei atomice a unui atom individual

1. Aflați numărul atomic al unui element dat sau izotopul acestuia. Numărul atomic este numărul de protoni din atomii unui element și nu se modifică niciodată. De exemplu, toți atomii de hidrogen și numai au un proton. Sodiul are un număr atomic de 11 pentru că are unsprezece protoni, în timp ce oxigenul are un număr atomic de opt pentru că are opt protoni. Puteți găsi numărul atomic al oricărui element din tabelul periodic al lui Mendeleev - în aproape toate versiunile sale standard, acest număr este enumerat mai sus desemnarea literei element chimic. Numărul atomic este întotdeauna un număr întreg pozitiv.

   • Să presupunem că suntem interesați de un atom de carbon. Există întotdeauna șase protoni în atomii de carbon, așa că știm că numărul său atomic este 6. În plus, vedem că în tabelul periodic, în partea de sus a celulei cu carbon (C) se află numărul „6”, indicând că numărul de atomi de carbon este șase.
   • Rețineți că numărul atomic al unui element nu este legat în mod unic de masa atomică relativă din tabelul periodic. Deși, în special pentru elementele din partea de sus a tabelului, masa atomică a unui element poate părea a fi de două ori numărul atomic, nu se calculează niciodată prin înmulțirea numărului atomic cu doi.

2. Aflați numărul de neutroni din nucleu. Numărul de neutroni poate fi diferit pentru diferiți atomi ai aceluiași element. Când doi atomi ai aceluiași element cu același număr de protoni au sumă diferită neutroni, sunt izotopi diferiți ai acestui element. Spre deosebire de numărul de protoni, care nu se modifică niciodată, numărul de neutroni din atomii unui anumit element se poate schimba adesea, astfel încât masa atomică medie a unui element este scrisă ca o fracție zecimală între două numere întregi adiacente.

   Adunați numărul de protoni și neutroni. Aceasta va fi masa atomică a acestui atom. Ignorați numărul de electroni care înconjoară nucleul - masa lor totală este extrem de mică, așa că au puțin sau deloc efect asupra calculelor dvs.

Calcularea masei atomice relative (greutatea atomică) a unui element

1. Determinați ce izotopi sunt în probă. Chimiștii determină adesea raportul de izotopi dintr-o anumită probă folosind dispozitiv special numit spectrometru de masă. Cu toate acestea, în timpul instruirii, aceste date vă vor fi furnizate în condițiile sarcinilor, controlului și așa mai departe sub formă de valori preluate din literatura științifică.

   • În cazul nostru, să presupunem că avem de-a face cu doi izotopi: carbon-12 și carbon-13.

2. Determinați abundența relativă a fiecărui izotop din probă. Pentru fiecare element apar izotopi diferiți în rapoarte diferite. Aceste rapoarte sunt aproape întotdeauna exprimate ca procent. Unii izotopi sunt foarte comuni, în timp ce alții sunt foarte rari – uneori atât de rari încât sunt greu de detectat. Aceste valori pot fi determinate folosind spectrometria de masă sau găsite într-o carte de referință.

   • Să presupunem că concentrația de carbon-12 este de 99% și de carbon-13 este de 1%. Alți izotopi ai carbonului într-adevăr există, dar în cantităţi atât de mici încât în ​​acest caz pot fi neglijate.

3. Înmulțiți masa atomică a fiecărui izotop cu concentrația sa din probă.Înmulțiți masa atomică a fiecărui izotop cu procentul său (exprimat ca zecimală). Pentru a converti procentele în zecimal, împărțiți-le la 100. Concentrațiile rezultate ar trebui să însumeze întotdeauna 1.

   • Eșantionul nostru conține carbon-12 și carbon-13. Dacă carbonul-12 reprezintă 99% din probă și carbonul-13 este 1%, atunci înmulțiți 12 (masa atomică a carbonului-12) cu 0,99 și 13 (masa atomică a carbonului-13) cu 0,01.
   • Manualele dau procente, pe baza cantităților cunoscute ale tuturor izotopilor unui element. Majoritatea manualelor de chimie includ aceste informații într-un tabel de la sfârșitul cărții. Pentru proba studiată, concentrațiile relative ale izotopilor pot fi determinate și folosind un spectrometru de masă.

4. Adunați rezultatele.Însumați rezultatele înmulțirii pe care le-ați obținut la pasul anterior. Ca rezultat al acestei operațiuni, veți găsi masa atomică relativă a elementului dvs. - valoarea medie a maselor atomice ale izotopilor elementului în cauză. Când un element este considerat ca un întreg, și nu un izotop specific al unui element dat, această valoare este cea care este utilizată.

   • În exemplul nostru, 12 x 0,99 = 11,88 pentru carbon-12 și 13 x 0,01 = 0,13 pentru carbon-13. Masa atomică relativă în cazul nostru este 11,88 + 0,13 = 12,01 .

• Unii izotopi sunt mai puțin stabili decât alții: se descompun în atomi de elemente cu mai puțini protoni și neutroni în nucleu, eliberând particule care alcătuiesc nucleul atomic. Astfel de izotopi sunt numiți radioactivi.