Massen af et kemisk grundstof bestemmes af dets mængde. Atommasse

Encyklopædisk YouTube

1 / 3

✪ Kemi| Relativ atommasse

✪ Relativ atommasse. Molekylær masse.

✪ 15. Atommasse

Undertekster

Generel information

En af de grundlæggende egenskaber ved et atom er dets masse. Den absolutte masse af et atom er en ekstremt lille værdi. Et brintatom har således en masse på omkring 1,67⋅10 −24 g. Derfor er det i kemi (af praktiske formål) foretrukket og meget mere bekvemt at bruge en relativ [konventionel] værdi, som kaldes relativ atommasse eller simpelthen atommasse og som viser hvor mange gange massen af et atom af et givet grundstof er større end massen af et atom af et andet grundstof, taget som en måleenhed for masse.

Måleenheden for atomare og molekylære masser er 1 ⁄ 12 del af massen af et neutralt atom af den mest almindelige isotop af kulstof 12 C. Denne ikke-systemiske enhed for massemåling kaldes atommasseenhed (EN. spise.) eller Dalton (Ja).

Forskellen mellem atommassen af en isotop og dens massetal kaldes overskydende masse (normalt udtrykt i MeV). Det kan være enten positivt eller negativt; årsagen til dens forekomst er den ikke-lineære afhængighed af kernernes bindingsenergi af antallet af protoner og neutroner samt forskellen i protonens og neutronens masser.

Afhængigheden af en isotops atommasse af massetallet er som følger: den overskydende masse er positiv for brint-1, med stigende massetal falder den og bliver negativ, indtil et minimum er nået for jern-56, derefter begynder den at vokse og stiger til positive værdier for tunge nuklider. Dette svarer til, at fission af kerner, der er tungere end jern, frigiver energi, mens fission af lette kerner kræver energi. Tværtimod frigiver fusion af kerner, der er lettere end jern, energi, mens fusion af grundstoffer, der er tungere end jern, kræver yderligere energi.

Historie

Ved beregning af atommasser blev brintatomets masse som det letteste grundstof i starten (fra begyndelsen af det 19. århundrede ifølge forslag fra J. Dalton; se Daltons atomteori) taget som en masseenhed [relativ] , og masserne af andre grundstoffers atomer blev beregnet i forhold til det. Men da atommasserne af de fleste grundstoffer er bestemt ud fra sammensætningen af deres iltforbindelser, blev der faktisk (de facto) foretaget beregninger i forhold til iltens atommasse, som blev taget lig med 16; forholdet mellem atommasserne af oxygen og brint blev anset for at være lig med 16: 1. Efterfølgende viste mere nøjagtige målinger, at dette forhold er lig med 15,874: 1 eller hvad der er det samme, 16: 1,0079, afhængig af hvilket atom - oxygen eller brint - referer til en heltalsværdi. En ændring i iltens atommasse ville medføre en ændring i de fleste grundstoffers atommasse. Derfor blev det besluttet at lade atommassen af oxygen være på 16, idet atommassen af brint blev lig med 1,0079.

Således blev enheden for atommasse taget 1 ⁄ 16 del af massen af et iltatom, kaldet iltenhed. Det viste sig senere, at naturlig ilt er en blanding af isotoper, således at iltmasseenheden karakteriserer den gennemsnitlige masse af atomer af naturlige isotoper af ilt (ilt-16, oxygen-17 og oxygen-18), som viste sig at være ustabil på grund af naturlige variationer i isotopsammensætningen oxygen. For atomfysik viste en sådan enhed sig at være uacceptabel, og i denne gren af videnskaben blev atommasseenheden vedtaget 1 ⁄ 16 del af massen af oxygenatomet 16 O. Som et resultat tog to skalaer af atommasser form - kemisk og fysisk. Tilstedeværelsen af to atommasseskalaer skabte store besvær. Værdierne af mange konstanter beregnet på den fysiske og kemiske skala viste sig at være forskellige. Denne uacceptable position førte til indførelsen af kulstofskalaen for atommasser i stedet for oxygenskalaen.

En samlet skala for relative atommasser og en ny atommasseenhed blev vedtaget af International Congress of Physicists (1960) og forenet af International Congress of Chemists (1961; 100 år efter den 1. Internationale Kemikerkongres) i stedet for foregående to oxygenenheder af atommasse - fysisk og kemisk. Ilt kemisk enhed er lig med 0,999957 ny kulstofatommasseenhed. På den moderne skala er de relative atommasser af oxygen og brint henholdsvis 15.9994:1.0079... Da den nye atommasseenhed er bundet til en specifik isotop og ikke til den gennemsnitlige atommasse af et kemisk grundstof, gør naturlige isotopvariationer ikke påvirke reproducerbarheden af den pågældende enhed.

(1766-1844) under sine forelæsninger viste eleverne modeller af atomer udskåret i træ, der viste, hvordan de kunne kombineres til at danne forskellige stoffer. Da en af eleverne blev spurgt, hvad atomer er, svarede han: "Atomer er farvede træblokke, som Mr. Dalton opfandt."

Selvfølgelig blev Dalton berømt ikke for sine mavemuskler eller endda for at blive skolelærer i en alder af tolv. Fremkomsten af moderne atomteori er forbundet med navnet Dalton. For første gang i videnskabens historie tænkte han på muligheden for at måle atommasserne og foreslog specifikke metoder til dette. Det er klart, at det er umuligt at veje atomer direkte. Dalton talte kun om "forholdet mellem vægten af de mindste partikler af gasformige og andre legemer", det vil sige om deres relative masser. Og den dag i dag, selvom massen af et atom er kendt nøjagtigt, er den aldrig udtrykt i gram, da dette er ekstremt ubelejligt. For eksempel er massen af et uranatom - det tungeste grundstof, der findes på Jorden - kun 3.952 10 -22 g. Derfor er massen af atomer udtrykt i relative enheder, der viser hvor mange gange massen af atomer af et givet grundstof er større end massen af atomer af et andet grundstof accepteret som en standard. Faktisk er dette Daltons "vægtforhold", dvs. relativ atommasse.

Dalton tog brintatomets masse som masseenheden, og for at finde masserne af andre atomer brugte han de procentvise sammensætninger af forskellige brintforbindelser med andre grundstoffer fundet af forskellige forskere. Ifølge Lavoisier indeholder vand således 15 % brint og 85 % ilt. Herfra fandt Dalton den relative atommasse af oxygen til at være 5,67 (forudsat at der i vand er et oxygenatom for hvert brintatom). Baseret på data fra den engelske kemiker William Austin (1754–1793) om sammensætningen af ammoniak (80 % nitrogen og 20 % brint), bestemte Dalton den relative atommasse af nitrogen til 4 (også under forudsætning af lige mange brint og nitrogen atomer i denne forbindelse). Og fra data om analysen af nogle kulbrinter tildelte Dalton en værdi på 4,4 til kulstof. I 1803 kompilerede Dalton verdens første tabel over de relative atommasser af visse grundstoffer. Efterfølgende undergik denne tabel meget stærke ændringer; de vigtigste fandt sted i Daltons levetid, som det kan ses af følgende tabel, som viser data fra lærebøger udgivet i forskellige år, såvel som i den officielle publikation af IUPAC - International Union of Pure and Applied Chemistry.

Først og fremmest tiltrækker Daltons usædvanlige atommasse opmærksomhed: de er flere gange forskellige fra moderne! Dette skyldes to årsager. Den første er unøjagtigheden af eksperimentet i slutningen af det 18. – begyndelsen af det 19. århundrede. Da Gay-Lussac og Humboldt raffinerede sammensætningen af vand (12,6% H og 87,4% O), ændrede Dalton værdien af atommassen af ilt og tog den lig med 7 (ifølge moderne data indeholder vand 11,1% brint). Efterhånden som målemetoderne blev forbedret, blev atommasserne af mange andre grundstoffer forfinet. Samtidig blev brint først valgt som måleenhed for atommasser, derefter oxygen og nu kulstof.

Den anden grund er mere alvorlig. Dalton kendte ikke forholdet mellem atomer af forskellige grundstoffer i forskellige forbindelser, så han accepterede den enkleste hypotese om et 1:1-forhold. Mange kemikere troede det, indtil de korrekte formler for sammensætningen af vand (H 2 O) og ammoniak (NH 3) og mange andre forbindelser blev pålideligt etableret og accepteret af kemikere. For at etablere formlerne for gasformige stoffer blev Avogadros lov brugt, som gør det muligt at bestemme stoffers relative molekylvægt. For flydende og faste stoffer blev der brugt andre metoder ( cm. MOLEKYLVÆGTDEFINITION). Det var særligt let at etablere formler for forbindelser af elementer med variabel valens, for eksempel jern(III)chlorid. Den relative atommasse af chlor var allerede kendt fra analysen af en række af dets gasformige forbindelser. Hvis vi nu antager, at antallet af metal- og chloratomer i jernchlorid er det samme, så var den relative atommasse af jern for et chlorid lig med 27,92, og for det andet - 18,62. Det fulgte, at formlerne for chloriderne FeCl 2 og FeCl 3, og EN r(Fe) = 55,85 (gennemsnit af to analyser). Den anden mulighed er formlerne FeCl 4 og FeCl 6, og EN r (Fe) = 111,7 – blev udelukket som usandsynlig. De relative atommasser af faste stoffer hjalp med at finde den empiriske regel formuleret i 1819 af de franske videnskabsmænd P.I. Dulong og A.T. Petit: produktet af atommasse og varmekapacitet er en konstant værdi. Dulong-Petit-reglen fungerede især godt for metaller, hvilket gjorde det muligt for for eksempel Berzelius at opklare og korrigere atommasserne af nogle af dem.

Når du overvejer de relative atommasser af kemiske grundstoffer, der er angivet i det periodiske system, vil du bemærke, at for forskellige grundstoffer er de givet med forskellig nøjagtighed. For eksempel for lithium - med 4 signifikante tal, for svovl og kulstof - med 5, for brint - med 6, for helium og nitrogen - med 7, for fluor - med 8. Hvorfor sådan uretfærdighed?

Det viser sig, at nøjagtigheden, hvormed den relative atommasse af et givet grundstof bestemmes, ikke så meget afhænger af målingernes nøjagtighed, men af "naturlige" faktorer, der ikke afhænger af mennesker. De er forbundet med variabiliteten af den isotopiske sammensætning af et givet element: i forskellige prøver er forholdet mellem isotoper ikke helt det samme. For eksempel, når vand fordamper, vil molekyler med lette isotoper ( cm. KEMISKE ELEMENTER) passerer brint ind i gasfasen lidt hurtigere end tungtvandsmolekyler, der indeholder 2 H-isotoper. Som følge heraf er der lidt mindre 2 H-isotop i vanddamp end i flydende vand. Mange organismer deler også isotoper af lette elementer (for dem er forskellen i masse større end for tunge elementer). Under fotosyntesen foretrækker planter således den lette isotop 12 C. Derfor reduceres indholdet af den tunge isotop 13 C i levende organismer, såvel som olie og kul afledt af dem, og i kuldioxid og carbonaterne dannes deraf øges den tværtimod. Mikroorganismer, der reducerer sulfater, akkumulerer også den lette isotop 32 S, så der er mere af det i sedimentære sulfater. I de "rester", der ikke fordøjes af bakterier, er andelen af den tunge isotop 34 S større. (Ved at analysere forholdet mellem svovlisotoper kan geologer i øvrigt skelne en sedimentær kilde til svovl fra en magmatisk. Og ved forholdet mellem 12 C og 13 C isotoper kan man endda skelne rørsukker fra roesukker!)

Så for mange grundstoffer giver det simpelthen ikke mening at give meget præcise atommasser, fordi de varierer lidt fra den ene prøve til den anden. Baseret på den nøjagtighed, hvormed atommasserne er givet, kan man umiddelbart se, om "isotopadskillelse" af et givet grundstof forekommer i naturen og hvor stærk. Men f.eks. for fluor er atommassen angivet med meget høj nøjagtighed; Dette betyder, at atommassen af fluor i enhver terrestrisk kilde er konstant. Og det er ikke overraskende: fluor hører til de såkaldte enkeltelementer, som i naturen er repræsenteret af et enkelt nuklid.

I det periodiske system står masserne af nogle grundstoffer i parentes. Det gælder hovedsagelig for aktiniderne efter uran (de såkaldte transuran-grundstoffer), for de endnu tungere grundstoffer fra 7. periode, samt flere lettere; blandt dem er technetium, promethium, polonium, astatin, radon og francium. Hvis du sammenligner tabeller over elementer, der er trykt i forskellige år, vil du opdage, at disse tal ændrer sig fra tid til anden, nogle gange inden for blot et par år. Nogle eksempler er givet i tabellen.

Årsagen til ændringerne i tabellerne er, at de angivne grundstoffer er radioaktive og ikke har en enkelt stabil isotop. I sådanne tilfælde er det sædvanligt at angive enten den relative atommasse af den længstlevende nuklid (f.eks. for radium) eller massetal; sidstnævnte er angivet i parentes. Når et nyt radioaktivt grundstof bliver opdaget, får de først kun én af dets mange isotoper – et specifikt nuklid med et vist antal neutroner. Baseret på teoretiske koncepter, såvel som eksperimentelle muligheder, forsøger de at opnå et nuklid af et nyt grundstof med en tilstrækkelig levetid (en sådan nuklid er lettere at arbejde med), men dette var ikke altid muligt "i første forsøg." Som regel blev det med yderligere forskning klart, at nye nuklider med længere levetid eksisterer og kan syntetiseres, og så skulle det tal, der var indtastet i D.I. Mendeleevs periodiske system af grundstoffer, udskiftes. Lad os sammenligne massetal af nogle transuraner, såvel som promethium, taget fra bøger udgivet i forskellige år. I parentes i tabellen er aktuelle data for halveringstider. I gamle publikationer optrådte Ku - curchatium og Ns - nielsborium i stedet for de aktuelt accepterede symboler for elementerne 104 og 105 (Rf - rutherfordium og Db - dubnium).

Tabel 2.
Element Z	Udgivelsesåret
Element Z	1951	1958	1983	2000
PM 61	147 (2,62 år)	145 (18 år)	145	145
Pu 94	239 (24100 år)	242 (3,76 . 10 5 år)	244 (8,2 . 10 7 år)	244
Er 95	241 (432 år)	243 (7370 år)	243	243
cm 96	242 (163 dage)	245 (8500 år)	247 (1,58 . 10 7 år)	247
Bk 97	243 (4,5 timer)	249 (330 dage)	247 (1400 år)	247
Jf. 98	245 (44 min)	251 (900 år)	251	251
Es 99	–	254 (276 dage)	254	252 (472 dage)
Fm 100	–	253 (3 dage)	257 (100,5 dage)	257
MD 101	–	256 (76 min)	258 (52 dage)	258
nr. 102	–	–	255 (3,1 min.)	259 (58 min)
Lr 103	–	–	256 (26 sek.)	262 (3,6 timer)
Rf 104	–	–	261 (78 sek.)	261
Db 105	–	–	261 (1,8 sek.)	262 (34 sek.)

Som det kan ses af tabellen, er alle de grundstoffer, der er anført i den, radioaktive, deres halveringstid er meget mindre end jordens alder (flere milliarder år), derfor eksisterer disse elementer ikke i naturen og opnås kunstigt. Efterhånden som eksperimentelle teknikker blev forbedret (syntese af nye isotoper og måling af deres levetid), var det nogle gange muligt at finde nuklider, der levede tusindvis og endda millioner af gange længere end tidligere kendt. For eksempel, da de første eksperimenter med syntesen af grundstof nr. 96 (senere kaldet curium) i 1944 blev udført ved Berkeley-cyklotronen, var den eneste mulighed for at opnå dette grundstof dengang at bestråle plutonium-239-kerner med a-partikler: 239 Pu + 4 He® 242 Cm + 1 n. Det resulterende nuklid af det nye grundstof havde en halveringstid på omkring seks måneder; det viste sig at være en meget praktisk kompakt energikilde og blev senere brugt til dette formål, for eksempel på de amerikanske Surveyor-rumstationer. I øjeblikket er der opnået curium-247, som har en halveringstid på 16 millioner år, hvilket er 36 millioner gange længere end levetiden for det første kendte nuklid af dette grundstof. Så ændringer, der foretages fra tid til anden i tabellen over grundstoffer, kan ikke kun være forbundet med opdagelsen af nye kemiske grundstoffer!

Afslutningsvis, hvordan fandt du ud af, i hvilket forhold forskellige isotoper er til stede i et grundstof? For eksempel om det faktum, at 35 Cl udgør 75,77 % af naturligt klor (resten er 37 Cl-isotopen)? I dette tilfælde, når der kun er to isotoper i et naturligt element, vil en sådan analogi hjælpe med at løse problemet.

I 1982, som et resultat af inflationen, oversteg prisen på kobber, hvorfra amerikanske 1-cent-mønter blev præget, møntens pålydende. Derfor er mønter fra i år lavet af billigere zink og kun dækket med et tyndt lag kobber ovenpå. Samtidig faldt indholdet af dyrt kobber i mønten fra 95 til 2,5%, og vægten - fra 3,1 til 2,5 g. Et par år senere, da en blanding af to typer mønter var i omløb, indså kemilærerne at disse mønter (de kan næsten ikke skelnes for øjet) - et fremragende værktøj til deres "isotopanalyse", enten efter masse eller efter antallet af mønter af hver type (analogt med massen eller molfraktionen af isotoper i en blanding). Lad os ræsonnere sådan her: lad os have 210 mønter, blandt hvilke der er både lette og tunge (dette forhold afhænger ikke af antallet af mønter, hvis der er ret mange af dem). Lad også den samlede masse af alle mønter være lig med 540 g. Hvis alle disse mønter var af den "lette sort", så ville deres samlede masse være lig med 525 g, hvilket er 15 g mindre end den faktiske. Hvorfor det? For ikke alle mønter er lette: nogle af dem er tunge. Udskiftning af én let mønt med en tung fører til en stigning i den samlede masse med 0,6 g. Vi skal øge massen med 40 g. Derfor er der 15/0,6 = 25 lette mønter. Således i blandingen 25/210 = 0,119 eller 11,9 % lette mønter. (Selvfølgelig vil "isotopforholdet" af mønter af forskellige typer ændre sig over tid: der vil være flere og flere lette, og mindre og mindre tunge. For grundstoffer er isotopforholdet i naturen konstant.)

Det samme gælder i tilfælde af isotoper af klor eller kobber: den gennemsnitlige atommasse af kobber er kendt - 63.546 (den blev bestemt af kemikere ved at analysere forskellige kobberforbindelser), såvel som masserne af let 64 Cu og tung 65 Cu isotoper af kobber (disse masser blev bestemt af fysikere ved hjælp af deres egne, fysiske, metoder). Hvis et grundstof indeholder mere end to stabile isotoper, bestemmes deres forhold ved andre metoder.

Vores møntsteder, Moskva og Skt. Petersborg, har også, viser det sig, præget forskellige "isotopiske varianter" af mønter. Årsagen er den samme - stigningen i prisen på metal. Således blev 10- og 20-rubelmønter i 1992 præget af en ikke-magnetisk kobber-nikkel-legering, og i 1993 - fra billigere stål, og disse mønter tiltrækkes af en magnet; i udseende er de praktisk talt de samme (forresten, nogle af mønterne i disse år blev præget i den "forkerte" legering; sådanne mønter er meget sjældne, og nogle er dyrere end guld!). I 1993 blev 50-rubelmønter også præget af en kobberlegering, og samme år (hyperinflation!) - af stål belagt med messing. Det er sandt, at masserne af vores "isotopiske varianter" af mønter ikke adskiller sig så meget som dem af amerikanske. En nøjagtig vejning af en bunke mønter gør det dog muligt at beregne, hvor mange mønter af hver type der er i dem - efter vægt, eller efter antallet af mønter, hvis det samlede antal er beregnet.

Ilya Leenson

I processen med udviklingen af videnskaben stod kemien over for problemet med at beregne mængden af stof til at udføre reaktioner og de stoffer, der blev opnået i deres forløb.

I dag, til sådanne beregninger af kemiske reaktioner mellem stoffer og blandinger, bruges værdien af den relative atommasse, der er inkluderet i det periodiske system af kemiske grundstoffer af D. I. Mendeleev.

Kemiske processer og indflydelsen af et grundstofs andel i stoffer på reaktionsforløbet

Moderne videnskab betyder ved definitionen af "relativ atommasse af et kemisk grundstof", hvor mange gange massen af et atom af et givet kemisk grundstof er større end en tolvtedel af et kulstofatom.

Med fremkomsten af kemiens æra voksede behovet for præcise bestemmelser af forløbet af en kemisk reaktion og dens resultater.

Derfor forsøgte kemikere konstant at løse problemet med de nøjagtige masser af vekselvirkende grundstoffer i et stof. En af de bedste løsninger dengang var at binde sig til det letteste element. Og vægten af dets atom blev taget som ét.

Materiens historiske forløb

Brint blev oprindeligt brugt, derefter ilt. Men denne beregningsmetode viste sig at være unøjagtig. Årsagen til dette var tilstedeværelsen af isotoper med masser af 17 og 18 i oxygen.

Derfor har en blanding af isotoper teknisk fremstillet et andet antal end seksten. I dag er den relative atommasse af et grundstof beregnet ud fra vægten af kulstofatomet taget som basis, i forholdet 1/12.

Dalton lagde grundlaget for den relative atommasse af et grundstof

Først nogen tid senere, i det 19. århundrede, foreslog Dalton at udføre beregninger ved hjælp af det letteste kemiske element - brint. Ved forelæsninger for sine elever demonstrerede han på figurer udskåret i træ, hvordan atomer er forbundet. Til andre elementer brugte han data, der tidligere var opnået af andre videnskabsmænd.

Ifølge Lavoisiers eksperimenter indeholder vand femten procent brint og femogfirs procent oxygen. Med disse data beregnede Dalton, at den relative atommasse af grundstoffet, der udgør vand, i dette tilfælde oxygen, er 5,67. Fejlen i hans beregninger stammer fra, at han troede forkert med hensyn til antallet af brintatomer i et vandmolekyle.

Efter hans mening var der et brintatom for hvert oxygenatom. Ved hjælp af data fra kemikeren Austin, at ammoniak indeholder 20 procent brint og 80 procent nitrogen, beregnede han den relative atommasse af nitrogen. Med dette resultat kom han til en interessant konklusion. Det viste sig, at den relative atommasse (formlen for ammoniak blev fejlagtigt taget med et molekyle brint og nitrogen) var fire. I sine beregninger stolede videnskabsmanden på Mendeleevs periodiske system. Ifølge analysen beregnede han, at den relative atommasse af kulstof er 4,4 i stedet for de tidligere accepterede tolv.

På trods af sine alvorlige fejl, var det Dalton, der var den første til at lave en tabel med nogle elementer. Det gennemgik gentagne ændringer i løbet af videnskabsmandens levetid.

Den isotopiske komponent af et stof påvirker den relative atomvægts nøjagtighedsværdi

Når du overvejer grundstoffernes atommasse, vil du bemærke, at nøjagtigheden for hvert grundstof er forskellig. For eksempel er det for lithium firecifret, og for fluor er det ottecifret.

Problemet er, at den isotopiske komponent af hvert element er forskellig og ikke konstant. For eksempel indeholder almindeligt vand tre typer brintisotoper. Disse omfatter, udover almindelig brint, deuterium og tritium.

Den relative atommasse af hydrogenisotoper er henholdsvis to og tre. "Tungt" vand (dannet af deuterium og tritium) fordamper mindre let. Derfor er der færre isotoper af vand i damptilstand end i flydende tilstand.

Levende organismers selektivitet til forskellige isotoper

Levende organismer har en selektiv egenskab over for kulstof. Til at bygge organiske molekyler bruges kulstof med en relativ atommasse på tolv. Derfor indeholder stoffer af organisk oprindelse, samt en række mineraler som kul og olie, mindre isotopindhold end uorganiske materialer.
Mikroorganismer, der behandler og akkumulerer svovl, efterlader svovlisotopen 32. I områder, hvor bakterier ikke bearbejder, er svovlisotopandelen 34, det vil sige meget højere. Det er på baggrund af svovlforholdet i jordbjergarter, at geologer kommer til en konklusion om arten af lagets oprindelse - om det har magmatisk eller sedimentær karakter.

Af alle de kemiske grundstoffer har kun ét ingen isotoper - fluor. Derfor er dens relative atommasse mere nøjagtig end andre grundstoffer.

Eksistensen af ustabile stoffer i naturen

For nogle grundstoffer er den relative masse angivet i firkantede parenteser. Som du kan se, er disse grundstoffer placeret efter uran. Faktum er, at de ikke har stabile isotoper og henfalder med frigivelse af radioaktiv stråling. Derfor er den mest stabile isotop angivet i parentes.

Med tiden blev det klart, at det var muligt at opnå en stabil isotop fra nogle af dem under kunstige forhold. Det var nødvendigt at ændre atommasserne af nogle transuran-elementer i det periodiske system.

I processen med at syntetisere nye isotoper og måle deres levetid, var det nogle gange muligt at opdage nuklider med halveringstider millioner af gange længere.

Videnskaben står ikke stille, nye elementer, love og sammenhænge mellem forskellige processer i kemi og natur bliver konstant opdaget. Derfor er det vagt og usikkert, hvilken form kemi og Mendeleevs periodiske system af kemiske grundstoffer vil optræde i i fremtiden, hundrede år fra nu. Men jeg vil gerne tro, at kemikeres værker akkumuleret gennem de sidste århundreder vil tjene ny, mere avanceret viden om vores efterkommere.

Atommasse er summen af masserne af alle protoner, neutroner og elektroner, der udgør et atom eller molekyle. Sammenlignet med protoner og neutroner er massen af elektroner meget lille, så den tages ikke med i beregningerne. Selvom dette ikke er formelt korrekt, bruges udtrykket ofte til at henvise til den gennemsnitlige atommasse af alle isotoper af et grundstof. Dette er faktisk relativ atommasse, også kaldet atomvægt element. Atomvægt er gennemsnittet af atommasserne af alle isotoper af et grundstof, der findes i naturen. Kemikere skal skelne mellem disse to typer atommasse, når de udfører deres arbejde - en forkert atommasse kan for eksempel resultere i et forkert resultat for udbyttet af en reaktion.

Trin

At finde atommasse ud fra grundstoffernes periodiske system

Lær hvordan atommasse skrives. Atommasse, det vil sige massen af et givet atom eller molekyle, kan udtrykkes i standard SI-enheder - gram, kilogram og så videre. Men fordi atommasser udtrykt i disse enheder er ekstremt små, er de ofte skrevet i forenede atommasseenheder, eller amu for kort. – atommasseenheder. En atommasseenhed er lig med 1/12 af massen af standardisotopen kulstof-12.

Atommasseenheden karakteriserer massen et mol af et givet grundstof i gram. Denne værdi er meget nyttig i praktiske beregninger, da den kan bruges til nemt at omdanne massen af et givet antal atomer eller molekyler af et givet stof til mol, og omvendt.

Find atommassen i det periodiske system. De fleste standard periodiske tabeller indeholder atommasserne (atomvægte) af hvert grundstof. Typisk er de anført som et tal i bunden af grundstofcellen under bogstaverne, der repræsenterer det kemiske grundstof. Normalt er dette ikke et helt tal, men en decimalbrøk.

Husk, at det periodiske system giver de gennemsnitlige atommasser af grundstoffer. Som nævnt tidligere er de relative atommasser givet for hvert grundstof i det periodiske system gennemsnittet af masserne af alle atomets isotoper. Denne gennemsnitsværdi er værdifuld til mange praktiske formål: for eksempel bruges den til at beregne molmassen af molekyler, der består af flere atomer. Men når du har at gøre med individuelle atomer, er denne værdi normalt ikke nok.
- Da den gennemsnitlige atommasse er et gennemsnit af flere isotoper, er værdien vist i det periodiske system ikke nøjagtig værdien af atommassen af et enkelt atom.
- Atommasserne af individuelle atomer skal beregnes under hensyntagen til det nøjagtige antal protoner og neutroner i et enkelt atom.

Beregning af atommassen af et individuelt atom

Find atomnummeret for et givet grundstof eller dets isotop. Atomnummeret er antallet af protoner i et grundstofs atomer og ændres aldrig. For eksempel alle brintatomer, og kun de har én proton. Natriums atomnummer er 11, fordi det har elleve protoner i sin kerne, mens atomtallet for oxygen er otte, fordi det har otte protoner i sin kerne. Du kan finde atomnummeret for ethvert grundstof i det periodiske system - i næsten alle dets standardversioner er dette nummer angivet over bogstavbetegnelsen for det kemiske grundstof. Atomnummeret er altid et positivt heltal.
- Antag, at vi er interesserede i carbonatomet. Kulstofatomer har altid seks protoner, så vi ved, at dets atomnummer er 6. Derudover ser vi, at i det periodiske system, øverst i cellen med kulstof (C) er tallet "6", hvilket indikerer, at atomet kulstoftal er seks.
- Bemærk, at et grundstofs atomnummer ikke er entydigt relateret til dets relative atommasse i det periodiske system. Selvom det især for grundstofferne øverst i tabellen kan se ud til, at et grundstofs atommasse er det dobbelte af dets atomnummer, beregnes det aldrig ved at gange atomtallet med to.
Find antallet af neutroner i kernen. Antallet af neutroner kan være forskelligt for forskellige atomer af samme grundstof. Når to atomer af det samme grundstof med det samme antal protoner har forskelligt antal neutroner, er de forskellige isotoper af dette grundstof. I modsætning til antallet af protoner, som aldrig ændrer sig, kan antallet af neutroner i et givet grundstofs atomer ofte ændre sig, så den gennemsnitlige atommasse af et grundstof skrives som en decimalbrøk med en værdi, der ligger mellem to tilstødende hele tal.

Læg antallet af protoner og neutroner sammen. Dette vil være atommassen af dette atom. Ignorer antallet af elektroner, der omgiver kernen - deres samlede masse er ekstremt lille, så de har stort set ingen indflydelse på dine beregninger.

Beregning af den relative atommasse (atomvægt) af et grundstof

Bestem hvilke isotoper der er indeholdt i prøven. Kemikere bestemmer ofte isotopforholdene for en bestemt prøve ved hjælp af et specielt instrument kaldet et massespektrometer. Men under træning vil disse data blive givet til dig i opgaver, tests og så videre i form af værdier hentet fra den videnskabelige litteratur.
- I vores tilfælde, lad os sige, at vi har at gøre med to isotoper: kulstof-12 og kulstof-13.
Bestem den relative mængde af hver isotop i prøven. For hvert grundstof forekommer forskellige isotoper i forskellige forhold. Disse forhold er næsten altid udtrykt som procenter. Nogle isotoper er meget almindelige, mens andre er meget sjældne – nogle gange så sjældne, at de er svære at opdage. Disse værdier kan bestemmes ved hjælp af massespektrometri eller findes i en opslagsbog.
- Lad os antage, at koncentrationen af kulstof-12 er 99% og kulstof-13 er 1%. Andre kulstofisotoper virkelig findes, men i mængder så små, at de i dette tilfælde kan negligeres.
Multiplicer atommassen af hver isotop med dens koncentration i prøven. Multiplicer atommassen af hver isotop med dens procentvise overflod (udtrykt som en decimal). For at konvertere procenter til en decimal skal du blot dividere dem med 100. De resulterende koncentrationer skal altid summere til 1.
- Vores prøve indeholder kulstof-12 og kulstof-13. Hvis kulstof-12 udgør 99% af prøven, og kulstof-13 udgør 1%, skal du gange 12 (atommassen af kulstof-12) med 0,99 og 13 (atommassen af kulstof-13) med 0,01.
- Opslagsbøgerne giver procentsatser baseret på de kendte mængder af alle isotoper af et bestemt grundstof. De fleste lærebøger i kemi indeholder disse oplysninger i en tabel i slutningen af bogen. For prøven, der undersøges, kan de relative koncentrationer af isotoper også bestemmes ved hjælp af et massespektrometer.
Læg resultaterne sammen. Opsummer de multiplikationsresultater, du fik i det foregående trin. Som et resultat af denne operation vil du finde den relative atommasse af dit grundstof - gennemsnitsværdien af atommasserne af det pågældende grundstofs isotoper. Når et grundstof som helhed betragtes i stedet for en specifik isotop af et givet grundstof, bruges denne værdi.
- I vores eksempel er 12 x 0,99 = 11,88 for kulstof-12 og 13 x 0,01 = 0,13 for kulstof-13. Den relative atommasse i vores tilfælde er 11,88 + 0,13 = 12,01 .

Nogle isotoper er mindre stabile end andre: de nedbrydes til atomer af grundstoffer med færre protoner og neutroner i kernen og frigiver partikler, der udgør atomkernen. Sådanne isotoper kaldes radioaktive.

Masserne af atomer og molekyler er meget små. Derfor var det logisk at indføre nye enheder for massemåling i kemi, idet man valgte massen af et af grundstofferne som standard. I moderne fysik og kemi er 112 masse af kulstofatomet 12C valgt som enhed for atommasse. Den nye enhed blev kaldt atommasseenheden.

DEFINITION

Atommasseenhed (a.m.u.)- en ekstrasystemisk enhed, der bruges til at udtrykke masser af atomer, molekyler, atomkerner og elementarpartikler. Defineret som 112 masser af et 12C carbonatom i grundtilstanden.

1 amu = 1,660539040⋅10−27 kg ≈ 1,66⋅10−27 kg

Masserne af alle atomer og molekyler kan således udtrykkes i atomare masseenheder. I sådanne tilfælde taler vi om absolut atommasse(A) eller absolut molekylvægt(molMmol). Disse mængder har dimensionen [amu].

Det er ret praktisk at udtrykke atommasserne af alle elementer i forhold til massen af en referenceenhed. Massen af et atom, beregnet i forhold til 1 amu, kaldes relativ atommasse.

DEFINITION

Relativ atommasse af et grundstof Ar er forholdet mellem massen af et atom og 112 massen af et carbonatom 12C:

Ar(X)=m(X)112m(12C)

Relativ atommasse er en dimensionsløs størrelse!

Relativ atommasse viser, hvor mange gange massen af et givet atom er større end 112 gange massen af et kulstofatom. For eksempel Ar(H)=1, dvs. et hydrogenatom har samme masse som 112 carbonatomer; og at skrive Ar(Mg)=24 betyder, at et magnesiumatom er 24 gange tungere end 112 carbonatomer.

Oprindeligt (i det 19. århundrede) var grundstoffernes atomvægt relateret til massen af brint, idet sidstnævnte blev taget som én, efter forslag fra John Dalton, da brint er det letteste grundstof. Derefter blev iltmassen, taget som 16, brugt som standard, da ved beregning af massen af grundstoffer blev deres iltforbindelser hovedsageligt brugt. Forholdet mellem massen af ilt og massen af brint blev taget som 16 til 1. Imidlertid har oxygen tre isotoper: 16O , 17O , 18O derfor var 1/16 af vægten af naturlig ilt kun karakteriseret ved gennemsnitsværdien af massen af alle kendte iltisotoper. Som et resultat blev der udarbejdet to skalaer: fysisk (baseret på masse 16O ) og kemisk (baseret på den gennemsnitlige masse af naturlig ilt), hvilket skabte visse vanskeligheder. Derfor blev 1/12 af vægten af et kulstofatom i 1961 vedtaget som en masseenhed. 12C .

Atommasserne af mange grundstoffer blev etableret eksperimentelt i det 19. århundrede. For eksempel var det kendt, at kobber reagerer med svovl for at danne kobbersulfid af sammensætningen CuS , hvor der er ét svovlatom for hvert kobberatom. Efter at have beregnet masserne af dem, der sluttede sig til

i reaktionen mellem svovl og kobber bemærkede de, at massen af det reagerede svovl er halvdelen af massen af det reagerede kobber, og derfor er hvert kobberatom 2 gange tungere end svovlatomet. På lignende måde blev atommasserne af andre grundstoffer etableret ved dannelsesreaktioner af deres forbindelser med oxygen - oxider.

De numeriske værdier af de absolutte masser af atomer, udtrykt i amu, falder sammen med værdierne af de relative atommasser.

Værdierne for grundstoffernes relative atommasse er angivet i det periodiske system af kemiske grundstoffer af D.I. Mendeleev. Hvis et grundstof har flere isotoper, er den gennemsnitlige masse af alle isotoper angivet som atommassen i det periodiske system.

Ved løsning af regneproblemer atommasse er afrundet efter regnereglerne, indtil nærmeste heltal.

For eksempel: Ar(P)=31, Ar(Ge)=73, Ar(Zn)=65

Undtagelse er klor, hvis atommasse er afrundet til nærmeste tiendedel:

Men i de fleste eksamens- og grundniveauopgaver afrundes kobbermassen til nærmeste hele tal: Ar(Cu)=64.

BEREGNING AF ET ELEMENTS GENNEMSNITTLIGE ATOMMASSE

Atommasserne af grundstoffer angivet i det periodiske system har brøkværdier. Dette skyldes det faktum, at vi i dette tilfælde taler om elementets gennemsnitlige relative atommasse. Det beregnes under hensyntagen til mængden af isotoper af elementet i jordskorpen:

Ar(X)=Ar(aX)⋅ω(aX)+Ar(bX)⋅ω(bX)+…,

hvor Ar er den gennemsnitlige relative atommasse af grundstof X,

Ar(aX),Ar(bX) - relative atommasser af isotoper af grundstof X,

ω(aX),ω(bX) - massefraktioner af de tilsvarende isotoper af grundstof X i forhold til den samlede masse af alle atomer af dette grundstof i naturen.

For eksempel har klor to naturlige isotoper - 35Cl (75,78% efter masse) og 37Cl (24,22%). Den relative atommasse af grundstoffet klor er:

Ar(Cl)=Ar(35Cl)⋅ω(35Cl)+Ar(37Cl)⋅ω(37Cl)

Ar(Cl)=35⋅0,7578+37⋅0,2422=26,523+8,9614=35,4844≈35,5

Massen af ​​et kemisk grundstof bestemmes af dets mængde. Atommasse