La masse atomique

La masse atomique (m_a) de est la masse d'un atome au repos, le plus souvent exprimée en unités de masse atomiques unifiées par que la masse atomique peut être considérée toute la masse des protons , neutrons et électrons dans un atome simple (quand l'atome est immobile). La masse atomique est parfois inexactement employée comme synonyme de la masse atomique relative , de la masse atomique moyenne et du poids atomique ; cependant, ceux-ci diffèrent subtilement de Massachusetts atomique. La masse atomique est définie comme masse d'un atome, qui peut seulement être un isotope à la fois et n'est pas une moyenne abondance-pesée. Dans le cas de beaucoup d'éléments qui ont un isotope dominant la différence numérique réelle entre la masse atomique de l'isotope le plus commun et les poids atomiques du masse ou standard atomiques relatifs peut être très petite tels qu'elle n'affecte pas la plupart des calculs en bloc mais une telle erreur peut être critique en considérant différents atomes. Pour des éléments avec plus d'un isotope commun la différence même à la masse atomique la plus commune peut être moitié d'unité de masse ou plus (par exemple chlore ). La masse atomique d'un isotope rare peut différer de la masse atomique relative ou du poids atomique standard par plusieurs unités de masse.

La masse atomique relative (A_r) de (également connu sous le nom de poids atomique et masse atomique moyenne ) est la moyenne des masses atomiques de tous les isotopes du d'élément chimique comme trouvé dans un environnement particulier, pesée par l'abondance isotopique. Ceci est fréquemment employé car un synonyme pour le poids atomique standard et lui de n'est pas incorrect pour faire ainsi puisque les poids atomiques standard sont les masses atomiques relatives, bien qu'il soit moins spécifique pour faire ainsi. La masse atomique relative se rapporte également aux environnements non-terrestres et aux environnements terrestres fortement spécifiques qui dévient de la moyenne ou ont les différentes certitudes (nombre de figures significatives) que les poids atomiques standard.

Le poids atomique standard se rapporte à la masse atomique relative moyenne d'un élément dans l'environnement local de la croûte terrestre et de l'atmosphère comme déterminé par la Commission du IUPAC sur les poids atomiques et les abondances isotopiques. Ceux-ci sont ce qui sont inclus dans une table périodique standard et sont ce qui est employé dans la plupart des calculs en bloc. Une incertitude de entre parenthèses est incluse qui reflète souvent la variabilité normale dans la distribution isotopique plutôt que l'incertitude dans la mesure. Pour les éléments synthétiques l'isotope formé dépend des moyens de la synthèse, ainsi le concept de l'abondance normale d'isotope n'a aucune signification. Par conséquent, pour les éléments synthétiques tout le compte de nucléon de l'isotope le plus stable (IE, l'isotope avec la plus longue demi vie) est énuméré entre parenthèses au lieu du poids atomique standard. Le lithium représente un cas unique où les abondances normales des isotopes ont été perturbées par des activités humaines au point d'affecter l'incertitude dans son poids atomique standard, même dans les échantillons obtenus à partir des sources normales telles que des fleuves.

La masse isotopique relative est la masse relative de l'isotope, mesurée avec le Carbon-12 en tant qu'exactement 12. Aucun autre isotope n'a les masses de nombre entier dues à la masse différente des neutrons et des protons, comme la perte/profit de la masse de l'énergie de liaison . Cependant, puisque le défaut de masse dû à l'énergie de liaison est minimal comparé à la masse d'un nucléon, l'arrondissage de la masse atomique d'un isotope t'indique tout le compte de nucléon. Le compte de neutron peut alors être dérivé en soustrayant le nombre atomique .

Défauts de masse dans les masses atomiques

Le modèle dans les montants que les masses atomiques dévient de leurs nombres de masse est comme suit : la déviation commence le positif à l'hydrogène -1 de , devient négative jusqu'à ce qu'un minimum soit atteint au fer -56 de , à iron-58 et à nickel -62 de , puis grimpe jusqu'aux valeurs positives dans les isotopes lourds, avec l'augmentation du nombre atomique. Ceci correspond à ce qui suit : La fission nucléaire dans un élément plus lourd que le fer produit l'énergie, et la fission dans n'importe quel allumeur d'élément que le fer exige l'énergie. L'opposé est vrai des réactions de la fusion nucléaire : la fusion dans l'allumeur d'éléments que le fer produit l'énergie, et la fusion dans les éléments plus lourds que le fer exige l'énergie.

Mesure des masses atomiques

La comparaison et la mesure directes des masses des atomes est réalisée avec la spectrométrie de masse .

Facteur de conversion entre les unités de masse atomiques et les grammes

L'unité scientifique standard pour traiter des atomes en quantité macroscopique est la taupe (mole) de , qui est définie arbitrairement comme quantité d'une substance avec autant d'atomes ou d'autres unités pendant qu'il y a en 12 grammes de l'isotope carbonique C-12. Le nombre d'atomes dans une taupe s'appelle le nombre , la valeur d'Avogadro de dont est approximativement 6.022 le × 10 mol^-1. Une mole d'une substance contient toujours presque exactement la masse atomique relative de ou la masse molaire de de cette substance (qui est le concept de la masse molaire ), exprimée en grammes ; cependant, cela ne vaut presque jamais pour la masse atomique de . Par exemple, le poids atomique standard de fer est 55.847 g/mol, et donc d'une mole de fer comme généralement trouvé sur terre a une masse de 55. La masse atomique de d'un isotope de ⁵⁶Fe est 55.935 u et une mole de ⁵⁶Fe dans la théorie pèsera 55.935g, mais de telles quantités de ⁵⁶Fe pur n'ont jamais existé.

La conversion stéréotypée entre la masse atomique et la masse du SI en grammes pour un atome simple est :

$m_ {\ rm {grammes}} = {m_ {\} de rm {u} \ au-dessus de N_ {A}}$

là où le $\ rm {u}$ est l'unité de masse atomique et $N_A$ de est le nombre d'Avogadro de .

Rapport entre les masses atomiques et moléculaires

Les définitions semblables s'appliquent aux molécules de que un peut calculer la masse moléculaire d'un composé en ajoutant les masses atomiques de ses atomes constitutifs (nuclides). On peut calculer la masse molaire d'un composé en ajoutant les masses atomiques relatives des éléments donnés dans la formule chimique . Dans les deux cas la multiplicité des atomes (le nombre de fois elle se produit) doit être tenue compte, habituellement par multiplication de chaque masse unique par sa multiplicité.

Histoire

Dans l'histoire de de la chimie les premiers scientifiques pour déterminer les poids atomiques étaient le John Dalton entre 1803 et 1805 et le Jöns Jakob Berzelius entre 1808 et 1826. Le poids atomique a été à l'origine défini relativement à celui de l'hydrogène d'élément le plus léger pris en tant que 1. Stanislao Cannizzaro dans les 1860's a raffiné les poids atomiques en appliquant la loi d'Avogadro de . Il a formulé une loi pour déterminer les poids atomiques d'éléments : le les différentes quantités du même élément contenu dans différentes molécules sont toutes des multiples entiers du poids atomique et les poids atomiques et les poids moléculaires déterminés en comparant la densité de vapeur de d'une collection de gaz aux molécules contenant un ou plusieurs de l'élément chimique en question.

En début du 20ème siècle, jusqu'aux chimistes des années 60 et aux physiciens a épuisé deux balances de masse atomiques différentes. Les chimistes ont employé une balance tels que le mélange normal des isotopes de l'oxygène a eu une masse atomique 16, alors que les physiciens assignaient le même numéro 16 à la masse atomique de l'isotope d'oxygène le plus commun (contenant huit protons et huit neutrons). Cependant, parce que le Oxygen-17 et le Oxygen-18 sont également présents en oxygène normal ceci a mené à deux tables différentes de Massachusetts atomique. La balance unifiée basée sur carbon-12, ¹²C, a répondu à la nécessité des physiciens de baser la balance sur un isotope pur, tout en étant numériquement près des vieux de la balance chimistes.

Le poids atomique limite est éliminé lentement et remplacé par la masse atomique relative, dans la plupart d'utilisation courante. L'histoire de cette variation dans la nomenclature atteint de nouveau aux années 60 et a été la source de beaucoup de discussion à la communauté scientifique. La discussion a été en grande partie créée par l'adoption de l'unité de masse atomique unifiée par et de la réalisation que le poids était par certains côtés une limite inadéquate. L'argument pour garder le " de limite ; weight" atomique ; était principalement que c'était une limite bien comprise à ceux dans le domaine, celui le " de limite ; mass" atomique ; était déjà en service (comme il est actuellement défini) et cela le " de limite ; mass" atomique relatif ; était par certains côtés superflu. En 1979, dans un mouvement de compromis, la définition a été raffinée et le " de limite ; mass" atomique relatif ; a été présenté comme synonyme secondaire. Vingt ans après la supériorité de ces synonymes a été renversée et le " de limite ; mass" atomique relatif ; est maintenant la limite preferred ; de quelque manière que le " ; weights" atomique standard ; ont maintenu le même nom.

Tableau des poids atomiques standard

La masse atomique/Tableau

Voir également

unité de masse atomique
Isotope
La masse moléculaire
Jean Stas

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