De atomvekt er den gjennomsnittlige massen til atomene til et gitt kjemisk element. Det er kjent og brukt om hverandre som atommasse, selv om betydningen av hver enkelt er bokstavelig talt forskjellig..
Uttrykket "vekt" i fysikk innebærer kraften som utøves på et gravitasjonsfelt uttrykt i kraftenheter som Newton. Siden 1908 har imidlertid begrepet atomvekt blitt brukt, som i dag er bedre kjent som relativ atommasse; det vil si at de er synonymer.
Atomer er så små, rikelig og forskjellige selv for det samme elementet, at det ikke er en enkel oppgave å tildele dem en fysisk størrelse som masse. Akkurat over tid har valget av enheten som representerer vekten eller atommassen til et kjemisk element variert.
Opprinnelig ble massen til det minste atomet, som er hydrogenatomet (H), valgt som atommasseenhet. Den ble senere byttet ut med atommasseenheten av naturlig oksygen 1/16, og deretter er dens lettere isotop den 16ELLER.
Siden 1961, på grunn av karbonatomens (C) store betydning, ble det valgt å henvise atomvekten til isotopen C-12. Videre er C-atomet det sentrale eller viktigste kjemiske elementet i organisk kjemi og biokjemi..
Artikkelindeks
Atomvekten (PA) er gjennomsnittsvekten til massene av de naturlige isotoper som utgjør et kjemisk element. Begrepet refererer til den relative atommassen som atomene til hvert av de kjemiske elementene har.
Som nevnt i åpningsdelen brukes begrepet atomvekt tradisjonelt, men det er faktisk atommasse. Siden 1961, basert på karbon-12-atomet, ble verdien av 12 vedtatt for skalaen av relative atomvekter.
Men hva er atommassen da? Det er summen av protoner og nøytroner som atomet har, massen bidratt av elektronene er ubetydelig. Atommassen til hydrogen (H) er for eksempel 1,00974 Da, og den til magnesium (Mg) er 24,3050 Da.
Sammenligning betyr dette at Mg-atomer er tyngre enn H-atomer: 24 ganger mer nøyaktig. Når verdiene av vekten eller atommassen til et eller annet kjemisk element er nødvendig, kan det oppnås ved å gå til det periodiske systemet.
En av de første enhetene med atomvekt, amu, ble uttrykt som 1/16 (0,0625) av vekten til et oksygenatom.
Denne enheten endret seg med oppdagelsen av eksistensen av de naturlige isotoper av et element fra 1912; derfor kunne isotoper ikke lenger ignoreres.
For øyeblikket er standardenheten for atommasse eller dalton 1/12 av vekten av atomet til isotopen til 12C. Dette er mer stabilt og rikelig enn 1. 3C og 14C.
En standardisert atommasseenhet er massen til et nukleon (en proton eller et nøytron) og er lik 1 g / mol. Denne foreningen eller standardiseringen ble utført med et C-12 atom som tildeles 12 atommasseenheter..
Og så kan den relative atomvekten eller atommassen for øyeblikket uttrykkes i gram per mol atomer..
For å bestemme atomvekten må først atommassen til isotopen beregnes, som er summen av antall protoner og nøytroner som et bestemt atom har.
Mengden elektroner den har blir ikke tatt i betraktning, siden massen er ubetydelig sammenlignet med den til nøytroner og protoner.
Det samme gjøres med hver isotop av det samme elementet. Deretter, med viten om deres naturlige overflod, beregnes en vektet gjennomsnittlig atommasse av alle isotoper ved å legge til produktet m ∙ A (m = atommasse, og A overflod delt på 100).
Anta for eksempel at du har en klynge av jernatomer hvor 93% av dem er 56Tro, mens 5% er det 54Fe og de resterende 2% 57Tro Atomiske masser er allerede merket i øvre venstre hjørne av de kjemiske symbolene. Beregner da:
56 (0,93) + 54 (0,05) + 57 (0,02) = 55,92 g / mol Fe-atomer
I den klyngen har jern en atomvekt på 55,92. Men hva med resten av hele planeten Jorden eller resten av universet? I klyngen er det bare tre isotoper, hvis overflod endres hvis man tar hensyn til jorden, hvor det vil være flere isotoper tilgjengelig og beregningene blir mer kompliserte..
For å beregne atomvekten til elementene som er rapportert i periodisk tabell, må følgende tas i betraktning:
-Isotoper som eksisterer i naturen til det samme kjemiske elementet. Atomene til det samme kjemiske elementet som har forskjellige antall nøytroner er isotopene til det kjemiske elementet..
-I prøvene som er oppnådd fra hver isotop, tas det hensyn til atommassen til hver av dem.
-Den relative overflod av hver av isotoper for et bestemt element i prøvene som finnes i naturen er også viktig..
-Verdien av atomvekten til et enkelt atom alene eller til stede i en naturlig prøve av elementet kan bli funnet. Eller av en gruppe atomer når det gjelder isotoper av samme element, som bestemmer standard- eller gjennomsnittlig atomvekt.
-For å bestemme standard atomvekt for de kjemiske elementene ble en eller flere isotoper av det samme elementet vurdert.
-Det er noen kjemiske elementer som Francium (Fr) som ikke har stabile isotoper og som ennå ikke har en standard atomvekt..
Ved å konsultere det periodiske systemet for kjemiske elementer, kan atomvekten til et kjemisk element bli funnet; det vil si de som er beregnet med tanke på alle stabile isotoper (og av den grunn har de vanligvis mange desimaler).
Der observeres det at atomantallet av hydrogen (H) er lik 1, lik antall protoner. Atomvekten til H er den minste av alle elementene, med en verdi på 1,00794 u ± 0,00001 u.
For bor ble dets atomvekt bestemt ut fra to isotoper oppnådd i naturen, og dens verdi varierer fra 10.806 til 10821..
Det er ingen standard atomvekt når det gjelder ikke-naturlige eller syntetiske elementer som ikke har isotoper i naturen; slik som nevnte tilfelle av francium (Fr), polonium (Po), radon (Ra), blant andre kjemiske elementer.
I disse tilfellene er atomvekten begrenset til summen av antall protoner og nøytroner av dette elementet.
Atomvektverdien er rapportert i parentes, noe som betyr at den ikke er en standardisert atomvekt. Selv verdien av standard atomvekt kan endre seg hvis flere isotoper av et bestemt element blir oppdaget..
Ingen har kommentert denne artikkelen ennå.