Atomová hmotnost - Atomic mass

Stylizovaný atom lithia -7: 3 protony, 4 neutrony a 3 elektrony (celkové elektrony jsou ~ 1 / 4300 th hmotnosti jádra). Má hmotnost 7,016 Da. Vzácný lithium-6 (hmotnost 6,015 Da) má pouze 3 neutrony, což snižuje atomovou hmotnost (průměr) lithia na 6,941.

Atomová hmotnost ( m nebo m ) je hmotnost z atomu . Přestože jednotkou hmotnosti SI je kilogram (symbol: kg), atomová hmotnost je často vyjádřena v jednotce atomové hmotnosti (amu) nebo jednotné hmotnosti (u) nebo daltonu ( jednotka : Da), která není jednotkou jednotky SI , kde 1 amu nebo 1 u nebo 1 Da je definován jako 1 / 12 hmotnosti jednoho atomu uhlíku-12 , v klidu. Tyto protony a neutrony z jádra účtu pro téměř všechny z celkové hmotnosti atomů, s elektrony a jaderné energie vazby pro výrobu menších příspěvků. Číselná hodnota atomové hmotnosti vyjádřená v daltonech má tedy téměř stejnou hodnotu jako hmotnostní číslo . Konverzi mezi hmotností v kilogramech a hmotností v daltonech lze provést pomocí konstanty atomové hmotnosti .

Vzorec použitý pro převod je:

kde je konstanta molární hmotnosti , je Avogadrova konstanta a experimentálně stanovená molární hmotnost uhlíku-12.

Relativní izotopový hmotnost (viz bod níže) může být získán tak, že se atomovou hmotnost m A izotopu od atomové hmotnosti konstantní m u čímž se získá hodnota bezrozměrný . Atomová hmotnost atomu uhlíku-12 je tedy12 Da podle definice, ale relativní izotopická hmotnost atomu uhlíku-12 je jednoduše 12. Součet relativních izotopových hmot všech atomů v molekule je relativní molekulová hmotnost.

Atomová hmotnost izotopu a relativní izotopová hmotnost se týká určitého specifického izotopu prvku. Protože látky obvykle nejsou izotopicky čisté, je vhodné použít elementární atomovou hmotnost, která je průměrnou ( střední ) atomovou hmotností prvku váženou množstvím izotopů. Bezrozměrná ( standardní) atomová hmotnost je vážený průměr relativní izotopové hmotnosti (typické přirozeně se vyskytující) směsi izotopů.

Atomová hmotnost atomů, iontů nebo atomových jader je o něco menší než součet hmotností jejich protonů, neutronů a elektronů , v důsledku ztráty hmotnosti vazebné energie (na E = mc 2 ).

Relativní izotopová hmotnost

Relativní izotopická hmotnost (vlastnost jednoho atomu) nesmí být zaměňována s průměrnou atomovou hmotností (viz výše), což je průměr hodnot pro mnoho atomů v daném vzorku chemického prvku.

Zatímco atomová hmotnost je absolutní hmotnost, relativní izotopová hmotnost je bezrozměrné číslo bez jednotek. Tato ztráta jednotek je důsledkem použití škálovacího poměru vzhledem ke standardu uhlíku-12 a slovo "relativní" v pojmu "relativní izotopová hmotnost" označuje toto měřítko vzhledem k uhlíku-12.

Relativní izotopická hmotnost je tedy hmotnost daného izotopu (konkrétně jakéhokoli jediného nuklidu ), když je tato hodnota škálována hmotností uhlíku-12 , kde tento musí být určen experimentálně. Ekvivalentně je relativní izotopická hmotnost izotopu nebo nuklidu hmotnost izotopu vzhledem k 1/12 hmotnosti atomu uhlíku-12.

Například relativní izotopická hmotnost atomu uhlíku-12 je přesně 12. Pro srovnání je atomová hmotnost atomu uhlíku-12 přesně 12 daltonů . Alternativně může být atomová hmotnost atomu uhlíku 12 vyjádřena v jakýchkoli jiných hmotnostních jednotkách: například atomová hmotnost atomu uhlíku 12 je1,992 646 879 92 (60) × 10 −26  kg .

Jak je tomu v případě související atomové hmotnosti vyjádřené v daltonech , relativní izotopová hmotnostní čísla nuklidů jiných než uhlík-12 nejsou celá čísla, ale vždy se blíží celým číslům. Toto je podrobně popsáno níže.

Podobné výrazy pro různá množství

Atomová hmotnost nebo relativní izotopická hmotnost jsou někdy zaměňovány nebo nesprávně používány jako synonyma relativní atomové hmotnosti (také známé jako atomová hmotnost) nebo standardní atomová hmotnost (konkrétní odrůda atomové hmotnosti v tom smyslu, že je standardizována). Jak je však uvedeno v úvodu, atomová hmotnost je absolutní hmotnost, zatímco všechny ostatní výrazy jsou bezrozměrné. Relativní atomová hmotnost a standardní atomová hmotnost představují termíny (vážené v hojnosti) průměrů relativních atomových hmot v elementárních vzorcích, nikoli pro jednotlivé nuklidy. Jako taková se relativní atomová hmotnost a standardní atomová hmotnost často numericky liší od relativní izotopické hmotnosti.

Atomová hmotnost (relativní izotopická hmotnost) je definována jako hmotnost jednoho atomu, který může být současně pouze jedním izotopem (nuklidem), a nejedná se o průměr vážený hojností, jako v případě relativní atomové hmotnosti/atomové hmotnosti hmotnost. Atomová hmotnost nebo relativní izotopická hmotnost každého izotopu a nuklidu chemického prvku je tedy číslem, které lze v zásadě změřit s vysokou přesností, protože se očekává, že každý vzorek takového nuklidu bude přesně identický s každým dalším vzorkem, protože se očekává, že všechny atomy daného typu ve stejném energetickém stavu a každý vzorek konkrétního nuklidu budou mít přesně stejnou hmotnost jako všechny ostatní vzorky tohoto nuklidu. Například se očekává, že každý atom kyslíku-16 bude mít přesně stejnou atomovou hmotnost (relativní izotopickou hmotnost) jako každý jiný atom kyslíku-16.

V případě mnoha prvků, které mají jeden přirozeně se vyskytující izotop ( mononuklidové prvky ) nebo jeden dominantní izotop, může být rozdíl mezi atomovou hmotností nejběžnějšího izotopu a (standardní) relativní atomovou hmotností nebo (standardní) atomovou hmotností malý nebo dokonce nulové a neovlivňuje většinu hromadných výpočtů. Taková chyba však může existovat a dokonce může být důležitá při zvažování jednotlivých atomů pro prvky, které nejsou mononuklidické.

U nemononuklidových prvků, které mají více než jeden společný izotop, může být numerický rozdíl v relativní atomové hmotnosti (atomové hmotnosti) i od nejběžnější relativní izotopické hmotnosti poloviční hmotnostní jednotkou nebo více (např. Viz případ chloru, kde atomový hmotnost a standardní atomová hmotnost jsou přibližně 35,45). Atomová hmotnost (relativní izotopická hmotnost) neobvyklého izotopu se může od relativní atomové hmotnosti, atomové hmotnosti nebo standardní atomové hmotnosti lišit o několik hmotnostních jednotek.

Relativní izotopické hmotnosti se vždy blíží hodnotám celého čísla, ale nikdy (kromě případu uhlíku-12) přesně celé číslo, a to ze dvou důvodů:

  • protony a neutrony mají různou hmotnost a různé nuklidy mají různé poměry protonů a neutronů.
  • atomové hmotnosti jsou v různé míře redukovány jejich vazebnými energiemi .

Poměr atomové hmotnosti k hmotnosti (počet nukleonů) se liší od0,998 838 1346 (51) za 56 Fe až1,007 825 031 898 (14) pro 1 H.

Jakýkoli hmotnostní defekt způsobený jadernou vazebnou energií je experimentálně malý zlomek (méně než 1%) hmotnosti stejného počtu volných nukleonů. Ve srovnání s průměrnou hmotností na nukleon v uhlíku-12, která je ve srovnání s jinými atomy mírně silně vázána, je hmotnostní defekt vazby pro většinu atomů ještě menší frakcí daltonu ( jednotná hmotnostní jednotka atomové hmotnosti založená na uhlíku 12). Jelikož se volné protony a neutrony od sebe navzájem liší hmotností malým zlomkem daltonu (1,388 449 33 (49) × 10 −3  Da ), zaokrouhlení relativní izotopové hmotnosti nebo atomové hmotnosti jakéhokoli daného nuklidu uvedeného v daltonech na nejbližší celé číslo, vždy udává počet nukleonů nebo hmotnostní číslo. Navíc lze počet neutronů ( neutronové číslo ) odvodit odečtením počtu protonů ( atomové číslo ) od hmotnostního čísla (počet nukleonů).

Hmotnostní vady atomových hmot

Vazebná energie na nukleon běžných izotopů. Graf poměru hmotnostního čísla k atomové hmotnosti by byl podobný.

Množství, o které se poměr atomových hmot k hmotnostnímu číslu odchyluje od 1, je následující: odchylka začíná kladně na vodíku -1, poté klesá, dokud nedosáhne lokálního minima na héliu -4. Izotopy lithia, berylia a boru jsou vázány méně silně než hélium, jak ukazují jejich zvyšující se poměry hmotnosti k hmotnosti.

U uhlíku je poměr hmotnosti (v daltonech) k hmotnostnímu číslu definován jako 1 a po uhlíku je menší než jedna, dokud není dosaženo minima u železa-56 (pouze s mírně vyššími hodnotami pro železo-58 a nikl-62 ), pak se zvyšuje na kladné hodnoty v těžkých izotopech, se zvyšujícím se atomovým číslem. To odpovídá skutečnosti, že jaderné štěpení v prvku těžším než zirkonium produkuje energii a štěpení v jakémkoli prvku lehčím než niob energii vyžaduje. Na druhou stranu jaderná fúze dvou atomů prvku lehčího než skandium (kromě hélia) produkuje energii, zatímco fúze v prvcích těžších než vápník energii vyžaduje. Fúze dvou atomů 4 He poskytující beryllium-8 by vyžadovala energii a beryllium by se opět rychle rozpadlo. 4 Může se spojit s tritiem ( 3 H) nebo s 3 He; tyto procesy nastaly během nukleosyntézy Velkého třesku . Tvorba prvků s více než sedmi nukleony vyžaduje fúzi tří atomů 4 He v procesu trojitého alfa , přeskočení lithia, berylia a boru za vzniku uhlíku-12.

Zde jsou některé hodnoty poměru atomové hmotnosti k hmotnostnímu číslu:

Nuklid Poměr atomové hmotnosti k hmotnostnímu číslu
1 H 1,007 825 031 898 (14)
2 H 1,007 050 888 9220 (75)
3 H 1.005 349 760 440 (27)
3 On 1,005 343 107 322 (20)
4 On 1 000 650 813 533 (40)
6 Li 1,002 520 481 24 (26)
12 C. 1
14 N. 1,000 219 571 732 (17)
16 O 0,999 682 163 704 (20)
56 Fe 0,998 838 1346 (51)
210 Po 0,999 918 4461 (59)
232 tis 1 000 164 0242 (66)
238 U 1.000 213 3905 (67)

Měření atomových hmot

Přímé srovnání a měření hmotností atomů je dosaženo pomocí hmotnostní spektrometrie .

Vztah atomových a molekulárních hmot

Podobné definice platí pro molekuly . Molekulovou hmotnost sloučeniny lze vypočítat sečtením atomových hmotností (nikoli standardních atomových hmotností) atomů, z nichž se skládá. Naopak, molární hmotnost se obvykle vypočítává ze standardních atomových hmotností (nikoli z atomových nebo nuklidových hmot). Molekulová hmotnost a molární hmotnost se tedy mírně liší v číselné hodnotě a představují různé koncepty. Molekulární hmotnost je hmotnost molekuly, která je součtem jejích atomových hmot. Molární hmotnost je průměrem hmotnosti molekul tvořících součást v chemicky čistém, ale izotopicky heterogenním souboru. V obou případech je třeba vzít v úvahu multiplicitu atomů (počet výskytů), obvykle vynásobením každé jedinečné hmotnosti její multiplicitou.

Molární hmotnost CH 4
Standardní atomová hmotnost Číslo Celková molární hmotnost (g/mol)
nebo molekulová hmotnost (Da nebo g/mol)
C 12.011 1 12.011
H 1,008 4 4,032
CH 4 16,043
Molekulová hmotnost 12 C 1 H 4
Nuklidová hmota Číslo Celková molekulová hmotnost (Da nebo u)
12 C. 12.00 1 12.00
1 H 1,007825 4 4,0313
CH 4 16,0313

Dějiny

Prvními vědci, kteří určovali relativní atomové hmotnosti, byli John Dalton a Thomas Thomson v letech 1803 až 1805 a Jöns Jakob Berzelius v letech 1808 až 1826. Relativní atomová hmotnost ( atomová hmotnost ) byla původně definována relativně k hmotnosti nejlehčího prvku, vodíku, který byl odebrán. jako 1,00 a ve dvacátých letech 19. století Proutova hypotéza uvedla, že atomové hmotnosti všech prvků se ukáží jako přesné násobky vodíku. Berzelius však brzy dokázal, že to není ani přibližně pravda, a u některých prvků, jako je chlor, relativní atomová hmotnost, přibližně 35,5, klesá téměř přesně v polovině cesty mezi dvěma integrálními násobky vodíku. Ještě později se ukázalo, že je to do značné míry způsobeno směsí izotopů a že atomové hmotnosti čistých izotopů nebo nuklidů jsou násobky hmotnosti vodíku s přesností asi 1%.

V 60. letech 19. století Stanislao Cannizzaro rafinoval relativní atomové hmotnosti aplikací Avogadrova zákona (zejména na kongresu v Karlsruhe v roce 1860). Formuloval zákon pro určení relativních atomových hmot prvků: různá množství stejného prvku obsaženého v různých molekulách jsou celé celé násobky atomové hmotnosti a určené relativní atomové hmotnosti a molekulové hmotnosti porovnáním hustoty par souboru plynů s molekuly obsahující jeden nebo více dotyčných chemických prvků.

Ve 20. století, až do 60. let 20. století, chemici a fyzici používali dvě různá měřítka atomové hmotnosti. Chemici použili měřítko „atomové hmotnostní jednotky“ (amu), takže přirozená směs izotopů kyslíku měla atomovou hmotnost 16, zatímco fyzici přiřadili stejné číslo 16 pouze atomové hmotnosti nejběžnějšího izotopu kyslíku ( 16 O, obsahující osm protonů a osm neutronů). Protože však kyslík-17 a kyslík-18 jsou také přítomny v přírodním kyslíku, vedlo to ke dvěma různým tabulkám atomové hmotnosti. Sjednocená stupnice založená na uhlíku-12, 12 C splnila potřebu fyziků založit stupnici na čistém izotopu, přičemž je číselně blízká stupnici chemiků. Toto bylo přijato jako „jednotná jednotka atomové hmotnosti“. Aktuální primární doporučení Mezinárodního systému jednotek (SI) pro název této jednotky je dalton a symbol „Da“. Název „jednotná atomová hmotnostní jednotka“ a symbol „u“ jsou uznávané názvy a symboly pro stejnou jednotku.

Termín atomová hmotnost je ve většině současných použití pomalu vyřazován a nahrazován relativní atomovou hmotností . Tento posun v nomenklatuře sahá až do šedesátých let minulého století a byl ve vědecké komunitě zdrojem mnoha debat, které byly vyvolány přijetím jednotné jednotky atomové hmotnosti a uvědoměním si, že váha byla v některých ohledech nevhodným termínem. Argumentem pro zachování výrazu „atomová hmotnost“ bylo především to, že se jedná o dobře srozumitelný termín pro odborníky v této oblasti, že termín „atomová hmotnost“ již byl používán (jak je v současné době definován) a že termín „relativní atomová hmotnost "lze snadno zaměnit s relativní izotopickou hmotností (hmotnost jednoho atomu daného nuklidu, vyjádřená bezrozměrně vzhledem k 1/12 hmotnosti uhlíku-12; viz část výše).

V roce 1979 byl jako kompromis zaveden termín „relativní atomová hmotnost“ jako sekundární synonymum pro atomovou hmotnost. O dvacet let později bylo prvenství těchto synonym obráceno a termín „relativní atomová hmotnost“ je nyní preferovaným termínem.

Pojem „ standardní atomové hmotnosti“ (odkazující na standardizované očekávané atomové hmotnosti různých vzorků) však nebyl změněn, protože jednoduchá náhrada „atomové hmotnosti“ „relativní atomovou hmotností“ by vedla k výrazu „standardní relativní atomová hmotnost“ Hmotnost."

Viz také

Reference

externí odkazy