Меню

Атомная масса измерение массы



Атомная масса

А́томная ма́сса, относительная атомная масса (устаревшее название — атомный вес) — значение массы атома, выраженное в атомных единицах массы. В настоящее время атомная единица массы принята равной 1/12 массы нейтрального атома наиболее распространённого изотопа углерода 12 C, поэтому атомная масса этого изотопа по определению равна точно 12. Разность между атомной массой изотопа и его массовым числом называется избытком массы (обычно его выражают в МэВ). Он может быть как положительным, так и отрицательным; причина его возникновения — нелинейная зависимость энергии связи ядер от числа протонов и нейтронов, а также различие в массах протона и нейтрона.

Зависимость атомной массы изотопа от массового числа такова: избыток массы положителен у водорода-1, с ростом массового числа он уменьшается и становится отрицательным, пока не достигается минимум у железа-56, потом начинает расти и возрастает до положительных значений у тяжёлых нуклидов. Это соответствует тому, что деление ядер, более тяжёлых, чем железо, высвобождает энергию, тогда как деление лёгких ядер требует энергии. Напротив, слияние ядер легче железа высвобождает энергию, слияние же элементов тяжелее железа требует дополнительной энергии.

Атомная масса химического элемента (также «средняя атомная масса», «стандартная атомная масса») является средневзвешенной атомной массой всех стабильных изотопов данного химического элемента с учётом их природной распространённости в земной коре и атмосфере. Именно эта атомная масса представлена в периодической таблице Д. И. Менделеева, её используют в стехиометрических расчётах. Атомная масса элемента с нарушенным изотопным соотношением (например, обогащённого каким-либо изотопом) отличается от стандартной. Для моноизотопных элементов (таких как иод, золото и т. п.) атомная масса элемента совпадает с атомной массой его единственного представленного в природной смеси изотопа.

Молекулярной массой химического соединения называется сумма атомных масс элементов, составляющих её, умноженных на стехиометрические коэффициенты элементов по химической формуле соединения. Строго говоря, масса молекулы меньше массы составляющих её атомов на величину, равную энергии связи молекулы. Однако этот дефект массы на 9-10 порядков меньше массы молекулы, и им можно пренебречь.

Определение моля (и числа Авогадро) выбирается таким образом, чтобы масса одного моля вещества (молярная масса), выраженная в граммах, была численно равна атомной (или молекулярной) массе этого вещества. Например, атомная масса железа равна 55,847. Следовательно один моль железа (т. е. количество атомов железа, равное числу Авогадро, 6,022·10 23 ) имеет массу 55,847 г.

Прямое сравнение и измерение масс атомов и молекул выполняется с помощью масс-спектрометрических методов.

История

До 1960-х годов атомную массу определяли таким образом, чтобы нуклид кислород-16 имел атомную массу 16 (кислородная шкала). Однако соотношение кислорода-17 и кислорода-18 в природном кислороде, который также использовался в расчётах атомной массы, приводило к наличию двух разных таблиц атомных масс. Химики использовали шкалу, основанную на том, что естественная смесь изотопов кислорода должна была иметь атомную массу 16, тогда как физики присваивали то же число 16 атомной массе наиболее распространённого изотопа кислорода (имеющего восемь протонов и восемь нейтронов).

Источник

Атомная масса — Atomic mass

1 / 4300 — й массы ядра). Его масса 7,016 Да. Редкий литий-6 (масса 6,015 Да) имеет всего 3 нейтрона, что снижает атомный вес (средний) лития до 6,941.

Атомная масса ( м или м ) представляет собой массу из атома . Несмотря на то, СИ единица массы килограмм (символ: кг), атомная масса часто выражается в не-SI блока дальтон (символ: Da или U) , где 1 дальтон определяется как 1 / 12 от массы одиночный атом углерода-12 в состоянии покоя. В протоны и нейтроны по ядра составляют почти все от общей массы атомов, с электронами и энергия связи ядра вкладов незначительных решений. Таким образом, числовое значение атомной массы, выраженное в дальтонах, имеет почти то же значение, что и массовое число . Преобразование между массой в килограммах и массой в дальтонах может быть выполнено с использованием атомной постоянной массы . м ты знак равно м ( 12 C ) 12 знак равно 1 D а <\ displaystyle m _ <\ rm > = <C>>)> \ over <12>> = 1 \ <\ rm >>

Формула, используемая для преобразования:

1 D а знак равно м ты знак равно M ты N А знак равно M ( 12 C ) 12 N А знак равно 1,660 539 066 60 ( 50 ) × 10 — 27 k грамм , <\ displaystyle 1 \ <\ rm > = m _ <\ rm > = > \ over >> = C) \ over <12 \ N _ <\ rm >>> = 1.660 \ 539 \ 066 \ 60 (50) \ times 10 ^ <- 27>\ \ mathrm ,>

где — постоянная молярной массы , — постоянная Авогадро и — экспериментально определенная молярная масса углерода-12. M ты <\ displaystyle M _ <\ rm >> N А <\ displaystyle N _ <\ rm >> M ( 12 C ) <\ Displaystyle М (^ <12>\ mathrm )>

Относительная масса изотопная (см раздел ниже) может быть получена путем деления атомной массы м A изотопа от атомной массы постоянная т U что дает значение безразмерному . Таким образом, атомная масса атома углерода-12 составляет 12 Да, но относительная изотопная масса атома углерода-12 равна просто 12. Сумма относительных изотопных масс всех атомов в молекуле является относительной молекулярной массой.

Атомная масса изотопа и относительная изотопная масса относятся к определенному конкретному изотопу элемента. Поскольку вещества обычно не являются изотопно чистыми, удобно использовать атомную массу элемента, которая представляет собой среднюю ( среднюю ) атомную массу элемента, взвешенную по содержанию изотопов. Безразмерный ( атомный вес , стандарт) представляет собой взвешенную среднюю относительная изотопная масса (типичной в природе) смеси изотопов.

Атомная масса атомов, ионов или атомных ядер немного меньше суммы масс составляющих их протонов, нейтронов и электронов из-за потери массы энергии связи (на E = mc 2 ).

Читайте также:  Схема для измерения высокого напряжения

Содержание

Относительная изотопная масса

Относительную изотопную массу (свойство отдельного атома) не следует путать со средней атомной массой (см. Выше), то есть средним значением для многих атомов в данном образце химического элемента.

В то время как атомная масса является абсолютной массой, относительная изотопная масса — это безразмерное число без единиц измерения. Эта потеря единиц является результатом использования масштабного отношения по отношению к стандарту углерода-12, и слово «относительный» в термине «относительная изотопная масса» относится к этому масштабированию относительно углерода-12.

Таким образом, относительная изотопная масса — это масса данного изотопа (в частности, любого отдельного нуклида ), когда это значение масштабируется на массу углерода-12 , причем последняя должна определяться экспериментально. Эквивалентно относительная изотопная масса изотопа или нуклида — это масса изотопа относительно 1/12 массы атома углерода-12.

Например, относительная изотопная масса атома углерода-12 равна ровно 12. Для сравнения, атомная масса атома углерода-12 составляет ровно 12 дальтон . В качестве альтернативы, атомная масса атома углерода-12 может быть выражена в любых других единицах массы: например, атомная масса атома углерода-12 составляет около 1.998 467 052 × 10 −26 кг .

Как и в случае с соответствующей атомной массой, выраженной в дальтонах , относительные изотопные массовые числа нуклидов, кроме углерода-12, не являются целыми числами, но всегда близки к целым числам. Более подробно это обсуждается ниже.

Похожие термины для разных количеств

Атомная масса или относительная изотопная масса иногда путают или неправильно используют как синонимы относительной атомной массы (также известной как атомный вес) или стандартного атомного веса (особая разновидность атомной массы в том смысле, что она стандартизирована). Однако, как отмечалось во введении, атомная масса — это абсолютная масса, в то время как все остальные члены безразмерны. Относительная атомная масса и стандартный атомный вес представляют собой термины для (взвешенных по содержанию) средних относительных атомных масс в элементарных пробах, а не для отдельных нуклидов. Таким образом, относительная атомная масса и стандартный атомный вес часто численно отличаются от относительной изотопной массы.

Атомная масса (относительная изотопная масса) определяется как масса отдельного атома, который может быть только одним изотопом (нуклидом) за раз, и не является средневзвешенным по содержанию, как в случае относительной атомной массы / атомной массы. масса. Следовательно, атомная масса или относительная изотопная масса каждого изотопа и нуклида химического элемента является числом, которое в принципе может быть измерено с высокой точностью, поскольку ожидается, что каждый образец такого нуклида будет точно идентичен любому другому образцу. поскольку ожидается, что все атомы данного типа в одном и том же энергетическом состоянии и каждый образец определенного нуклида будут точно идентичны по массе любому другому образцу этого нуклида. Например, ожидается, что каждый атом кислорода-16 будет иметь точно такую ​​же атомную массу (относительную изотопную массу), что и любой другой атом кислорода-16.

В случае многих элементов, которые имеют один встречающийся в природе изотоп ( мононуклидные элементы ) или один доминирующий изотоп, разница между атомной массой наиболее распространенного изотопа и (стандартной) относительной атомной массой или (стандартной) атомной массой может быть небольшой. или даже nil, и не влияет на большинство массовых вычислений. Однако такая ошибка может существовать и даже быть важной при рассмотрении отдельных атомов для элементов, которые не являются мононуклидами.

Для немононуклидных элементов, которые имеют более одного общего изотопа, численное различие в относительной атомной массе (атомном весе) даже от наиболее распространенной относительной изотопной массы может составлять половину единицы массы или более (например, см. Случай хлора, где атомарный вес) вес и стандартная атомная масса около 35,45). Атомная масса (относительная изотопная масса) необычного изотопа может отличаться от относительной атомной массы, атомного веса или стандартного атомного веса на несколько единиц массы.

Относительные изотопные массы всегда близки к целым числам, но никогда (за исключением случая углерода-12) точно целым числам по двум причинам:

  • протоны и нейтроны имеют разные массы, а разные нуклиды имеют разное соотношение протонов и нейтронов.
  • атомные массы уменьшаются в разной степени их энергиями связи .

Отношение атомной массы к массовому числу (числу нуклонов) варьируется от 0,99884 для 56 Fe до 1,00782505 для 1 H.

Любой дефект массы из-за энергии связи ядра экспериментально составляет небольшую долю (менее 1%) массы равного числа свободных нуклонов. По сравнению со средней массой на нуклон в углероде-12, который умеренно сильно связан по сравнению с другими атомами, дефект связывания массы для большинства атомов составляет даже меньшую долю дальтона ( единая атомная единица массы , основанная на углероде. 12). Поскольку свободные протоны и нейтроны отличаются друг от друга по массе на небольшую долю дальтона (около 0,0014 Да ), округление относительной изотопной массы или атомной массы любого данного нуклида, выраженной в дальтонах, до ближайшего целого числа всегда дает нуклон count, или массовое число. Кроме того, число нейтронов ( число нейтронов ) может быть затем получено путем вычитания числа протонов ( атомного числа ) из массового числа (числа нуклонов).

Массовые дефекты в атомных массах

Величина, на которую отношение атомных масс к массовому числу отклоняется от 1, выглядит следующим образом: отклонение начинается положительным при водороде -1, затем уменьшается, пока не достигает локального минимума при гелии-4. Изотопы лития, бериллия и бора связаны менее прочно, чем гелий, о чем свидетельствует их возрастающее отношение массы к массовому числу.

Для углерода отношение массы (в дальтонах) к массовому числу определяется как 1, а после углерода оно становится меньше единицы до тех пор, пока не будет достигнут минимум на уровне железа-56 (с лишь немного более высокими значениями для железа-58 и никеля-62. ), затем увеличивается до положительных значений в тяжелых изотопах с увеличением атомного номера. Это соответствует тому факту, что деление ядра в элементе тяжелее циркония дает энергию, а деление в любом элементе легче ниобия требует энергии. С другой стороны, ядерный синтез двух атомов элемента легче скандия (кроме гелия) производит энергию, тогда как синтез элементов тяжелее кальция требует энергии. Слияние двух атомов 4 He с образованием бериллия-8 потребует энергии, и бериллий снова быстро развалится. 4 Он может плавиться с тритием ( 3 H) или с 3 He; эти процессы произошли во время нуклеосинтеза Большого взрыва . Для образования элементов с более чем семью нуклонами требуется слияние трех атомов 4 He в тройном альфа-процессе , пропуская литий, бериллий и бор с образованием углерода-12.

Читайте также:  Все способы измерения природы

Вот некоторые значения отношения атомной массы к массовому числу:

Нуклид Отношение атомной массы к массовому числу
1 ч 1,00782505
2 ч 1,0070508885
3 ч 1,0053497592
3 Он 1,0053431064
4 Он 1.0006508135
6 Ли 1,0025204658
12 С 1
14 с.ш. 1.0002195718
16 O 0,9996821637
56 Fe 0,9988381696
210 По 0,9999184462
232 Чт 1.0001640315
238 U 1.0002133958

Измерение атомных масс

Прямое сравнение и измерение масс атомов достигается с помощью масс-спектрометрии .

Связь между атомной и молекулярной массами

Аналогичные определения применимы к молекулам . Можно вычислить молекулярную массу соединения, добавив атомные массы или массы нуклидов (а не стандартные атомные массы) составляющих его атомов (нуклидов). И наоборот, молярная масса обычно вычисляется из стандартных атомных масс (а не атомных масс или масс нуклидов). Таким образом, молекулярная масса и молярная масса немного различаются по числовому значению и представляют разные понятия. Молекулярная масса — это масса молекулы, которая является суммой составляющих ее атомных масс. Молярная масса — это среднее значение масс составляющих молекул в химически чистом, но изотопно гетерогенном ансамбле. В обоих случаях необходимо учитывать множественность атомов (количество раз, когда она встречается), обычно путем умножения каждой уникальной массы на ее кратность.

Молярная масса of CH 4
Стандартный атомный вес Число Общая молярная масса (г / моль)
или молекулярная масса (Да или г / моль)
C 12,011 1 12,011
ЧАС 1,008 4 4,032
CH 4 16,043
Молекулярная масса 12 C 1 H 4
Масса нуклида Число Общая молекулярная масса (Da или u)
12 С 12.00 1 12.00
1 ч 1,007825 4 4,0313
CH 4 16.0313

История

Первыми учеными, определившими относительные атомные массы, были Джон Далтон и Томас Томсон между 1803 и 1805 годами и Йенс Якоб Берцелиус между 1808 и 1826 годами. Относительная атомная масса ( атомная масса ) первоначально определялась относительно массы самого легкого элемента, водорода, который был взят как 1,00, а в 1820- х годах гипотеза Праута утверждала, что атомные массы всех элементов будут в точности кратны массам водорода. Берцелиус, однако, вскоре доказал, что это не было даже приблизительно правдой, и для некоторых элементов, таких как хлор, относительная атомная масса, составляющая около 35,5, находится почти точно посередине между двумя целыми кратными массой водорода. Еще позже было показано, что это в значительной степени связано со смесью изотопов и тем, что атомные массы чистых изотопов или нуклидов кратны массе водорода с точностью до 1%.

В 1860-х годах Станислао Канниццаро уточнил относительные атомные массы, применив закон Авогадро (особенно на Конгрессе в Карлсруэ 1860 года). Он сформулировал закон для определения относительных атомных масс элементов: различные количества одного и того же элемента, содержащиеся в разных молекулах, являются целыми кратными атомному весу, и определил относительные атомные массы и молекулярные массы, сравнивая плотность пара в совокупности газов с молекулы, содержащие один или несколько рассматриваемых химических элементов.

В 20-м веке, до 1960-х годов, химики и физики использовали две разные шкалы атомных масс. Химики использовали шкалу «атомных единиц массы» (а.е.м.), так что естественная смесь изотопов кислорода имела атомную массу 16, в то время как физики присвоили то же число 16 только атомной массе наиболее распространенного изотопа кислорода ( 16 O, содержащий восемь протонов и восемь нейтронов). Однако, поскольку кислород-17 и кислород-18 также присутствуют в природном кислороде, это привело к двум различным таблицам атомных масс. Единая шкала, основанная на углероде-12, 12 C, удовлетворила потребность физиков основать шкалу на чистом изотопе, будучи численно близкой к шкале химиков. Это было принято как «единая атомная единица массы». Текущая международная система единиц (СИ) рекомендует в качестве названия этой единицы использовать дальтон и символ «Да». Название «единая атомная единица массы» и символ «u» являются признанными названиями и символами для одной и той же единицы.

Термин « атомная масса» постепенно отменяется и заменяется термином « относительная атомная масса» , который используется в большинстве случаев. Этот сдвиг в номенклатуре восходит к 1960-м годам и был источником многих дискуссий в научном сообществе, которые были вызваны принятием единой атомной единицы массы и осознанием того, что вес был в некотором роде неподходящим термином. Аргументом в пользу сохранения термина «атомный вес» было прежде всего то, что это был хорошо понятный термин для тех, кто в этой области, что термин «атомная масса» уже использовался (как он определяется в настоящее время) и что термин «относительная атомная масса» массу «можно легко спутать с относительной изотопной массой (масса отдельного атома данного нуклида, выраженная безразмерно по отношению к 1/12 массы углерода-12; см. раздел выше).

Читайте также:  Погрешность измерения карт яндекс

В 1979 году в качестве компромисса был введен термин «относительная атомная масса» как вторичный синоним атомного веса. Двадцать лет спустя приоритет этих синонимов изменился, и теперь термин «относительная атомная масса» стал предпочтительным.

Однако термин « стандартные атомные веса» (относящийся к стандартным ожидаемым атомным весам различных образцов) не был изменен, поскольку простая замена «атомного веса» на «относительную атомную массу» привела бы к термину «стандартный относительный атомный вес». масса «

Источник

Урок 2. Относительная атомная масса химических элементов

В уроке 2 «Относительная атомная масса химических элементов» из курса «Химия для чайников» рассмотрим разные способы выражения массы химических элементов. Напоминаю, что в прошлом уроке «Атомы и химические элементы» мы рассмотрели, кто и когда высказал идею о том, что все вокруг состоит из атомов; также выяснили, что из себя представляет химический элемент и каким образом обозначается.

Чем различаются атомы разных элементов между собой? Вы уже знаете: массой, размерами и строением. На рисунке 30 показаны шаровые модели атомов некоторых химических элементов, конечно, не в реальных размерах, а многократно увеличенные. В действительности атомы настолько малы, что их невозможно рассмотреть даже в самые лучшие оптические микроскопы.

На заметку: В конце XX в. у ученых появились более совершенные микроскопы, позволяющие достигать увеличения в несколько десятков миллионов раз. Они называются туннельными микроскопами. На рисунке 31 показана фотография поверхности кремния. На ней отчетливо видны отдельные атомы, расположенные на поверхности этого вещества.

Размеры и масса атомов

Современная наука обладает методами, позволяющими определять размеры и массы атомов. Так, например, самый легкий атом — атом водорода. Его масса равна 0,0000000000000000000000000016735 кг. Самым маленьким является атом гелия He. Диаметр этого атома равен приблизительно 0,00000000098 м. Записывать и читать такие числа затруднительно, поэтому обычно их представляют в более удобном виде: 1,6735·10 −27 кг и 9,8·10 −10 м. Атомы большинства химических элементов по своим размерам значительно больше атома гелия. Самый большой из них — атом элемента франция Fr. Его диаметр в 7 раз больше диаметра атома гелия (рис. 32).

Еще больше различаются атомы разных элементов по массе. Масса атома обозначается символом ma и выражается в единицах массы СИ (кг). Так, например, масса атома углерода равна: ma(С) = 19,94·10 −27 кг, а атома кислорода — ma(О) = 26,56·10 −27 кг. Масса атома самого тяжелого из существующих на Земле элементов — урана U — почти в 237 раз больше массы атома водорода.

Атомная единица массы

Пользоваться такими маленькими величинами масс атомов при расчетах неудобно. К тому же, когда в XIX в. начало формироваться атомно- молекулярное учение, ученые еще не представляли реальных размеров и масс атомов. Поэтому на практике вместо истинных масс атомов стали применять их относительные значения. Они рассчитывались по массовым отношениям простых веществ в реакциях друг с другом. Химики предположили, что эти отношения пропорциональны массам соответствующих атомов. Именно так в начале XIX в. Дж. Дальтон ввел понятие относительной атомной массы, приняв за единицу сравнения массу самого легкого атома — водорода.

В настоящее время в качестве такой единицы сравнения используется 1/12 часть массы атома углерода (рис. 33). Она получила название атомной единицы массы (а. е. м.). Ее международное обозначение — u (от английского слова «unit» — единица):

Атомная единица массы — это 1/12 часть массы атома углерода, которая равна 1,66·10 −27 кг.

Относительная атомная масса

Сравнивая средние массы атомов различных элементов с атомной единицей массы, получают значения относительных атомных масс химических элементов.

Относительная атомная масса элемента — это физическая величина, которая показывает, во сколько раз масса атома данного химического элемента больше 1/12 части массы атома углерода.

Относительная атомная масса обозначается символами Ar ( А — первая буква английского слова «atomic» —атомный, r — первая буква английского слова «relative», что значит относительный), следовательно:

где Х — символ данного элемента.

Например, относительная атомная масса водорода:

Как видите, относительная атомная масса показывает, во сколько раз масса атома данного элемента больше атомной единицы массы u .

В таблице Менделеева приведены относительные атомные массы всех элементов. В расчетах при решении задач мы будем пользоваться округленными до целых значениями этих величин (см. урок 1).

Внимание! Очень часто относительную атомную массу называют просто атомной массой. Однако следует отличать атомную массу — величину относительную (например, Ar(О) = 16) — от массы атома — величины, выражаемой в единицах массы — килограммах ( ma(O) = 26,56·10 −27 кг) или атомных единицах массы ( ma(O) = 16· u ).

Пример. Во сколько раз атом ртути тяжелее атома кальция?

Решение. Относительные атомные массы элементов равны: Ar(Hg) = 201 и Ar(Ca) = 40.

Масса атома ртути равна: ma(Hg) = Ar(Hg)·u (кг).
Масса атома кальция равна: ma(Са) = Ar(Са)·u (кг).

Другими словами, отношение масс атомов этих элементов равно отношению их относительных атомных масс. Следовательно, отношение масс атомов ртути и кальция равно:

Ответ: в 5,03 раза.

Краткие выводы урока:

  1. Атомная единица массы представляет собой 1/12 часть массы атома углерода.
  2. Относительная атомная масса химического элемента равна отношению массы его атома к 1/12 части массы атома углерода.
  3. Относительная атомная масса химического элемента является величиной безразмерной и показывает, во сколько раз масса атома данного элемента больше атомной единицы массы.

Надеюсь урок 2 «Относительная атомная масса химических элементов» был понятным и познавательным. Если у вас возникли вопросы, пишите их в комментарии.

Источник