Atommasse: definition, enheder (u), isotoper og forskel fra massetal
Lær om atommasse: definition, måleenhed (u), isotoper og forskel fra massetal. Præcis, letforståelig guide med klare eksempler som klor-35/37.
Atommasse (symbol: ma) er massen af et enkelt atom af et kemisk grundstof. Den omfatter masserne af de tre subatomare partikler, der bygger et atom: protoner, neutroner og elektroner. Atommasse beskriver altså, hvor tungt ét atom er målt i masse (ikke i antal partikler alene).
Enheder og konventioner
Atommasse kan måles i gram, men fordi enkeltatomer har ekstremt små masser, er det praktisk at bruge en speciel enhed: den forenede atomare masseenhed (enhedssymbol: u, også kaldet Dalton, Da). Én atommasseenhed defineres som 1/12 af massen af et enkelt kulstof-12-atom. Numerisk svarer det til
1 u = 1,660 539 066 60(50) × 10 −27kg.
Et kulstof-12-atom har ved denne definition massen 12 u. Fordi elektroner er meget lette sammenlignet med protoner og neutroner, kan man ofte — til en grov beregning — antage, at et atoms masse svarer nogenlunde til antallet af protoner plus antallet af neutroner i atomkernen.
Isotoper og isotopmasse
Antallet af protoner i kernen bestemmer, hvilket grundstof et atom tilhører. Mange grundstoffer findes i flere varianter med forskelligt antal neutroner; hver sådan variant kaldes en isotop. En isotop har sin egen atommasse, ofte kaldet isotopmasse.
For eksempel har klor to almindelige isotoper: klor-35 og klor-37. Begge indeholder 17 protoner, men klor-37 har 20 neutroner, mens klor-35 har 18 neutroner. Hver isotop har en karakteristisk masse (ca. 35 u respektive 37 u i dette tilfælde), men de præcise isotopmassers værdier afviger lidt fra hele tal på grund af elektroners masse og den nukleare bindingsenergi.
Massetal vs. atommasse vs. relativ atommasse
Det er vigtigt at skelne mellem flere relaterede begreber:
- Massetal (symbol: A) er et helt tal lig med summen af antallet af protoner og neutroner i atomkernen. Massetallet har ingen enhed (f.eks. 35 eller 37 for klor-35/37).
- Isotopmasse er den faktiske masse af en bestemt isotop, normalt udtrykt i u. Isotopmassens numeriske værdi ligger tæt på massetallet, men er ikke nødvendigvis et helt tal på grund af bindingsenergi og elektroners bidrag.
- Relativ atommasse (også kaldet atomvægt) er et dimensionsløst tal, der angiver et atoms masse relativt til 1/12 af massen af et kulstof-12-atom. Numerisk er relativ atommasse ofte lig med atommasse i u (f.eks. et atom med massen 12 u har relativ atommasse 12,000).
Med andre ord: massetal (A) er et helt tal, isotopmasse er et mål i u for en bestemt isotop, og relativ atommasse er et relativt (dimensionløst) tal baseret på kulstof-12-standarden. Se også, at relativ isotopisk masse og relativ atommasse ikke er det samme som den absolutte atommasse i kg.
Gennemsnitlig (naturlig) atommasse og hvordan den beregnes
Naturligt forekommende grundstoffer findes ofte som blandinger af isotoper. Den værdi, der normalt angives i tabeller som "atomvægt" eller "relativ atommasse", er en vægtet middelværdi over de isotopers naturlige abundanser:
middelatommasse = Σ (fraktion_i × isotopmasse_i)
Eksempel: Klor har to hovedisotoper med omtrentelige naturlige abundanser 75,8% for klor-35 og 24,2% for klor-37. Middelatommassen beregnes ved at gange hver isotops masse med dens fraktion og summere. Resultatet er cirka 35,45 u, og det er derfor klors relative atommasse ofte angives som ~35,45.
Praktiske bemærkninger: partikelmasser og bindingsenergi
- En fri proton og en fri neutron har hver en masse på omtrent 1 u, men protonens og neutronens præcise masser er lidt større end 1 u: proton ≈ 1,007276 u, neutron ≈ 1,008665 u. En elektron er meget lettere: ≈ 0,0005486 u.
- Nuklear bindingsenergi betyder, at massen af en bundet kerne er mindre end summen af masserne af dens frie nukleoner; denne forskel kaldes massedefekt og svarer via E = mc² til den energi, der binder kernen sammen. Derfor er isotopmassers faktiske værdier ikke bare hele tal.
- Et atoms atommasse ligger typisk inden for ca. 0,1 u af massetallet, men for præcise beregninger skal man bruge de faktiske isotopmassers værdier.
Måling og anvendelser
Atommasser bestemmes præcist med masse-spektrometri og bruges i mange områder af kemi og fysik: beregning af molare masser, bestemmelse af isotop-sammensætning, nuklear fysik (bindingsenergi) og i geokemiske/isotope-analyser.
Sammenfattende: atommasse (ma) er den faktiske masse af et enkelt atom målt i u (eller kg), massetal (A) er et helt tal der tæller kernepartikler, og relativ atommasse/atomvægt er en vægtet gennemsnitlig størrelse uden enhed, der afspejler isotopers naturlige blanding.
Relativ isotopisk masse
En relativ isotopisk masse er en isotops masse i forhold til 1/12 af massen af et kulstof-12-atom. Med andre ord fortæller en relativ isotopisk masse, hvor mange gange en isotop af et grundstof er tungere end en tolvtedel af et kulstof-12-atom. Ordet relativ i relativ isotopisk masse henviser til denne skalering i forhold til kulstof-12. Relativ isotopisk masse svarer til isotopisk masse og har nøjagtig samme numeriske værdi som isotopisk masse, når isotopisk masse er udtrykt i atomare masseenheder. I modsætning til isotopisk masse har relative isotopiske masseværdier imidlertid ingen enheder.
Ligesom den relative isotopmasse er en relativ atommasse (symbol: A ) et rforhold uden enheder. En relativ atommasse er forholdet mellem den gennemsnitlige masse pr. atom af et grundstof fra en given prøve og 1/12 af massen af et kulstof-12-atom. For at finde den relative atommasse af en prøve af et grundstof kan man beregne det vægtede gennemsnit af de relative isotopmasser ud fra mængden. For at fortsætte med kloreksemplet fra ovenfor, hvis der er 75 % klor-35 og 25 % klor-37 i en klorprøve, kan man f.eks,
Relaterede sider
- Relativ atommasse
- Massetal
- Atomisk masseenhed
Spørgsmål og svar
Sp: Hvad er atommasse?
A: Atommasse (symbol: ma) er massen af et enkelt atom af et kemisk grundstof. Den omfatter masserne af de 3 subatomare partikler, der udgør et atom: protoner, neutroner og elektroner.
Spørgsmål: Hvordan udtrykkes atommassen?
Svar: Atommasse kan udtrykkes i gram, men den udtrykkes normalt i forenede atommasseenheder (enhedssymbol: u). 1 atommasseenhed er defineret som 1/12 af massen af et enkelt kulstof-12 atom.
Sp: Hvad har et kulstof-12-atom en masse på?
Svar: Et kulstof-12-atom har en masse på 12 u.
Sp: Hvad bestemmer, hvilket grundstof et atom er?
Svar: Antallet af protoner, som et atom har, bestemmer, hvilket grundstof det er.
Spørgsmål: Hvad er isotoper?
A: De fleste grundstoffer i naturen består af atomer med forskelligt antal neutroner. Et atom af et grundstof med et bestemt antal neutroner kaldes en isotop.
Spørgsmål: Hvad er forskellen mellem atommasse og dets massetal ?
Svar: Et atoms atommasse er normalt inden for 0,1 u af massetallet, som repræsenterer det samlede antal protoner og neutroner i kernen uden nogen enhed.
Søge