(1766 – 1844) počas svojich prednášok ukázal študentom modely atómov vyrezaných z dreva a ukázal, ako sa môžu spájať a vytvárať rôzne látky. Keď sa jedného zo študentov spýtali, čo sú atómy, odpovedal: „Atómy sú farebné rôzne farby drevené kocky, ktoré vynašiel pán Dalton.“

Samozrejme, Dalton sa preslávil nie svojimi brušnými svalmi, dokonca ani tým, že sa ním stal v dvanástich rokoch školský učiteľ. Vznik modernej atómovej teórie je spojený s menom Dalton. Prvýkrát v histórii vedy sa zamyslel nad možnosťou merania hmotnosti atómov a navrhol na to konkrétne metódy. Je jasné, že nie je možné priamo vážiť atómy. Dalton hovoril len o „pomere hmotností najmenších častíc plynných a iných telies“, teda o ich relatívnych hmotnostiach. A dodnes, aj keď je hmotnosť akéhokoľvek atómu presne známa, nikdy nie je vyjadrená v gramoch, pretože je to mimoriadne nepohodlné. Napríklad hmotnosť atómu uránu - najťažšieho prvku existujúceho na Zemi - je len 3,952·10 -22 g. Preto je hmotnosť atómov vyjadrená v relatívnych jednotkách, ktoré ukazujú, koľkokrát je hmotnosť atómov daného element viac hmoty atómy iného prvku akceptované ako štandard. V skutočnosti je to Daltonov „hmotnostný pomer“, t.j. príbuzný atómová hmotnosť.

Dalton vzal hmotnosť atómu vodíka ako jednotku hmotnosti a na nájdenie hmotností iných atómov použil tie, ktoré našli rôzni výskumníci. percentuálne zloženie rôzne zlúčeniny vodíka s inými prvkami. Voda teda podľa Lavoisiera obsahuje 15 % vodíka a 85 % kyslíka. Odtiaľ Dalton zistil relatívnu atómovú hmotnosť kyslíka 5,67 (za predpokladu, že vo vode pripadá na každý atóm vodíka jeden atóm kyslíka). Podľa údajov anglického chemika Williama Austina (1754–1793) o zložení amoniaku (80 % dusíka a 20 % vodíka) Dalton určil relatívnu atómovú hmotnosť dusíka rovnú 4 (aj za predpokladu, že rovnaký počet atómy vodíka a dusíka v tejto zlúčenine). A z údajov o analýze niektorých uhľovodíkov Dalton priradil uhlíku hodnotu 4,4. V roku 1803 Dalton zostavil prvú tabuľku relatívnych atómových hmotností určitých prvkov na svete. Následne táto tabuľka prešla veľmi silnými zmenami; tie hlavné sa vyskytli ešte za Daltonovho života, ako vidno z nasledujúcej tabuľky, v ktorej sú uvedené údaje z učebníc vydaných v r. rôzne roky, ako aj v oficiálnej publikácii IUPAC - International Union of Pure and Applied Chemistry.

Po prvé, Daltonove nezvyčajné atómové hmoty priťahujú pozornosť: sú niekoľkokrát odlišné od moderných! Dôvodom sú dva dôvody. Prvým je nepresnosť experimentu koncom 18. – začiatkom 19. storočia. Keď Gay-Lussac a Humboldt spresnili zloženie vody (12,6 % H a 87,4 % O), Dalton zmenil hodnotu atómovej hmotnosti kyslíka, pričom sa rovnala 7 (podľa moderných údajov voda obsahuje 11,1 % vodíka). Ako sa meracie metódy zdokonaľovali, spresnili sa atómové hmotnosti mnohých ďalších prvkov. Zároveň sa ako jednotka merania atómových hmotností najprv zvolil vodík, potom kyslík a teraz uhlík.

Druhý dôvod je vážnejší. Dalton nepoznal pomer atómov rôznych prvkov v rôznych zlúčeninách, preto prijal najjednoduchšiu hypotézu o pomere 1:1. To bol názor mnohých chemikov, kým neboli spoľahlivo stanovené a prijaté chemikmi správne vzorce pre zloženie vody (H 2 O) a amoniaku (NH 3) a mnohých ďalších zlúčenín. Na stanovenie vzorcov plynných látok sa použil Avogadrov zákon, ktorý umožňuje určiť relatívnu molekulovú hmotnosť látok. Pre tekuté a pevné látky použil iné metódy ( cm. DEFINÍCIA MOLEKULÁRNEJ HMOTNOSTI). Bolo obzvlášť ľahké stanoviť vzorce pre zlúčeniny prvkov s premenlivou mocnosťou, napríklad chlorid železitý. Relatívna atómová hmotnosť chlóru bola známa už z analýzy množstva jeho plynných zlúčenín. Ak teraz predpokladáme, že v chloridoch železa je počet atómov kovu a chlóru rovnaký, potom pre jeden chlorid sa relatívna atómová hmotnosť železa rovnala 27,92 a pre druhý - 18,62. Z toho vyplýva, že vzorce chloridov FeCl 2 a FeCl 3, a A r(Fe) = 55,85 (priemer z dvoch analýz). Druhou možnosťou sú vzorce FeCl 4 a FeCl 6, a A r (Fe) = 111,7 – bolo vylúčené ako nepravdepodobné. Relatívne atómové hmotnosti pevných látok pomohli nájsť pravidlo palca, ktorú v roku 1819 sformulovali francúzski vedci P.I.Dulong a A.T.Petit: súčin atómovej hmotnosti a tepelnej kapacity je konštantná hodnota. Dulongovo-Petitovo pravidlo fungovalo obzvlášť dobre pre kovy, čo umožnilo napríklad Berzeliusovi objasniť a opraviť atómové hmotnosti niektorých z nich.

Pri zvažovaní relatívnych atómových hmotností chemických prvkov uvedených v periodickej tabuľke si všimnete, že pre rôzne prvky sú uvedené s rôznou presnosťou. Napríklad pre lítium - so 4 platnými číslicami, pre síru a uhlík - s 5, pre vodík - so 6, pre hélium a dusík - so 7, pre fluór - s 8. Prečo taká nespravodlivosť?

Ukazuje sa, že presnosť, s akou sa určuje relatívna atómová hmotnosť daného prvku, nezávisí ani tak od presnosti meraní, ale od „prirodzených“ faktorov, ktoré nezávisia od ľudí. Sú spojené s variabilitou izotopového zloženia daného prvku: v rôznych vzorkách nie je pomer izotopov úplne rovnaký. Napríklad, keď sa voda odparí, molekuly s ľahkými izotopmi ( cm. CHEMICKÉ PRVKY) vodík prechádza do plynnej fázy o niečo rýchlejšie ako molekuly ťažkej vody obsahujúce izotopy 2 H. Výsledkom je, že vo vodnej pare je o niečo menej izotopu 2 ​​H ako v kvapalnej vode. Mnohé organizmy zdieľajú aj izotopy ľahkých prvkov (pre ne je rozdiel v hmotnosti výraznejší ako pre ťažké prvky). Rastliny teda pri fotosyntéze uprednostňujú ľahký izotop 12 C. Preto sa v živých organizmoch, ako aj v rope a uhlie z nich odvodených, znižuje obsah ťažkého izotopu 13 C a v r. oxid uhličitý a z nej vzniknutých uhličitanov sa naopak zvyšuje. Mikroorganizmy redukujúce sírany akumulujú aj ľahký izotop 32 S, takže v sedimentárnych síranoch je ho viac. Vo „zvyškoch“, ktoré baktérie nestrávia, je podiel ťažkého izotopu 34S väčší. (Mimochodom, rozborom pomeru izotopov síry dokážu geológovia rozlíšiť sedimentárny zdroj síry od magmatického. A pomerom izotopov 12 C a 13 C možno dokonca rozlíšiť trstinový cukor od repného!)

Takže pre mnohé prvky jednoducho nemá zmysel uvádzať veľmi presné atómové hmotnosti, pretože sa mierne líšia od jednej vzorky k druhej. Na základe presnosti, s akou sú udávané atómové hmotnosti, sa dá okamžite povedať, či v prírode dochádza k „izotopovej separácii“ daného prvku a aká silná. Ale napríklad pre fluór je atómová hmotnosť uvedená s veľmi vysokou presnosťou; To znamená, že atómová hmotnosť fluóru v akomkoľvek pozemskom zdroji je konštantná. A to nie je prekvapujúce: fluór patrí medzi takzvané jednotlivé prvky, ktoré sú v prírode reprezentované jediným nuklidom.

V periodickej tabuľke sú hmotnosti niektorých prvkov v zátvorkách. Týka sa to hlavne aktinidov po uráne (tzv. transuránových prvkov), ešte ťažších prvkov 7. periódy, ako aj niekoľkých ľahších; medzi nimi sú technécium, promethium, polónium, astatín, radón a francium. Ak porovnáte tabuľky prvkov vytlačených v rôznych rokoch, zistíte, že tieto čísla sa z času na čas menia, niekedy len v priebehu niekoľkých rokov. Niektoré príklady sú uvedené v tabuľke.

Dôvodom zmien v tabuľkách je, že uvedené prvky sú rádioaktívne a nemajú jediný stabilný izotop. V takýchto prípadoch je zvyčajné uvádzať buď relatívnu atómovú hmotnosť nuklidu s najdlhšou životnosťou (napríklad pre rádium), alebo hmotnostné čísla; posledné uvedené sú uvedené v zátvorkách. Kedy otvoria nový? rádioaktívny prvok, potom najskôr získajú len jeden z jeho mnohých izotopov – špecifický nuklid s určitý počet neutróny. Na základe teoretických konceptov, ale aj experimentálnych možností sa snažia získať nuklid nového prvku s dostatočnou životnosťou (s takým nuklidom sa ľahšie pracuje), no nie vždy sa to podarilo „na prvý pokus“. Spravidla sa ďalším výskumom ukázalo, že existujú nové nuklidy s dlhšou životnosťou a dajú sa syntetizovať, a potom bolo potrebné nahradiť číslo zapísané v Periodickej tabuľke prvkov D.I. Mendelejeva. Porovnajme hmotnostné čísla niektorých transuránov, ako aj prométia, prevzaté z kníh vydaných v rôznych rokoch. V zátvorkách v tabuľke sú aktuálne údaje pre polčasy rozpadu. V starých publikáciách sa namiesto v súčasnosti akceptovaných symbolov prvkov 104 a 105 (Rf - rutherfordium a Db - dubnium) objavilo Ku - curchatium a Ns - nielsborium.

Ako je zrejmé z tabuľky, všetky prvky v nej uvedené sú rádioaktívne, ich polčasy rozpadu sú oveľa menšie ako vek Zeme (niekoľko miliárd rokov), preto tieto prvky v prírode neexistujú a získavajú sa umelo. Keď sa experimentálne techniky zdokonaľovali (syntéza nových izotopov a meranie ich životnosti), bolo niekedy možné nájsť nuklidy, ktoré žili tisícky a dokonca milióny krát dlhšie, ako bolo predtým známe. Napríklad, keď sa v roku 1944 na cyklotróne v Berkeley uskutočnili prvé pokusy so syntézou prvku č. 96 (neskôr nazývaného kúrium), jedinou možnosťou získania tohto prvku bolo ožiarenie jadier plutónia-239 a-časticami: 239 Pu + 4 He ® 242 Cm + 1 n. Výsledný nuklid nového prvku mal polčas rozpadu približne šesť mesiacov; ukázalo sa, že je to veľmi pohodlný kompaktný zdroj energie a neskôr sa na tento účel používal napríklad na vesmírnych staniciach American Surveyor. V súčasnosti sa podarilo získať kúrium-247, ktoré má polčas rozpadu 16 miliónov rokov, čo je 36 miliónov krát dlhšie ako životnosť prvého známeho nuklidu tohto prvku. Takže zmeny v tabuľke prvkov z času na čas nemusia byť spojené len s objavom nových chemických prvkov!

Na záver, ako ste zistili, v akom pomere sú v prvku prítomné rôzne izotopy? Napríklad o tom, že 35 Cl tvorí 75,77 % prírodného chlóru (zvyšok je izotop 37 Cl)? V tomto prípade, keď sú v prírodnom prvku iba dva izotopy, takáto analógia pomôže vyriešiť problém.

V roku 1982 v dôsledku inflácie cena medi, z ktorej sa razili americké jednocentové mince, prekročila nominálnu hodnotu mince. Preto sa od tohto roku mince vyrábajú z lacnejšieho zinku a na vrchu sú len pokryté tenkou vrstvou medi. Zároveň sa obsah drahej medi v minci znížil z 95 na 2,5% a hmotnosť - z 3,1 na 2,5 g. O niekoľko rokov neskôr, keď bola v obehu zmes dvoch druhov mincí, si učitelia chémie uvedomili že tieto mince ( sú okom takmer nerozoznateľné) - vynikajúci nástroj na ich „izotopovú analýzu“, či už podľa hmotnosti alebo počtu mincí každého typu (analogicky k hmotnosti alebo molárnemu zlomku izotopov v zmesi). Uvažujme takto: majme 210 mincí, medzi ktorými sú ľahké aj ťažké (tento pomer nezávisí od počtu mincí, ak ich je pomerne veľa). Nech je aj celková hmotnosť všetkých mincí 540 g. Ak by boli všetky tieto mince „light variety“, ich celková hmotnosť by bola 525 g, čo je o 15 g menej ako skutočná. prečo je to tak? Pretože nie všetky mince sú ľahké: niektoré sú ťažké. Výmena jednej ľahkej mince za ťažkú ​​vedie k zvýšeniu celkovej hmotnosti o 0,6 g. Hmotu potrebujeme zväčšiť o 40 g. Preto je ľahkých mincí 15/0,6 = 25. Teda v zmesi 25/210 = 0,119 alebo 11,9 % ľahkých mincí. (Samozrejme, v priebehu času "izotopový pomer" mincí odlišné typy sa zmení: ľahkých bude stále viac a ťažkých stále menej. Pre prvky je pomer izotopov v prírode konštantný.)

To isté platí v prípade izotopov chlóru alebo medi: známa je priemerná atómová hmotnosť medi - 63,546 (určili ju chemici analýzou rôznych zlúčenín medi), ako aj hmotnosti ľahkého 64 Cu a ťažkého 65 Cu. izotopy medi (tieto hmotnosti určili fyzici vlastnými, fyzikálnymi, metódami). Ak prvok obsahuje viac ako dva stabilné izotopy, ich pomer sa určí inými metódami.

Ukázalo sa, že aj naše mincovne, Moskva a Petrohrad, razili rôzne „izotopové odrody“ mincí. Dôvod je rovnaký – zdražovanie kovu. Tak boli 10- a 20-rubľové mince v roku 1992 razené z nemagnetickej zliatiny medi a niklu av roku 1993 - z lacnejšej ocele a tieto mince sú priťahované magnetom; Autor: vzhľad sú prakticky rovnaké (mimochodom, niektoré mince z týchto rokov boli razené v „nesprávnej“ zliatine; takéto mince sú veľmi zriedkavé a niektoré sú drahšie ako zlato!). V roku 1993 boli 50-rubľové mince vyrazené aj zo zliatiny medi av tom istom roku (hyperinflácia!) - z ocele potiahnutej mosadzou. Je pravda, že hmotnosti našich „izotopových odrôd“ mincí sa nelíšia tak veľmi ako hmotnosti amerických. Presné váženie kôpky mincí však umožňuje vypočítať, koľko mincí každého druhu sa v nich nachádza - podľa hmotnosti alebo podľa počtu mincí, ak sa počíta celkový počet.

Ilya Leenson

Obsah článku

ATÓMOVÁ HMOTA. Koncepcia tejto veličiny prechádzala dlhodobými zmenami v súlade so zmenami v koncepcii atómov. Podľa Daltonovej teórie (1803) sú všetky atómy rovnaké chemický prvok sú totožné a ich atómová hmotnosť je číslo, ktoré sa rovná pomeru ich hmotnosti k hmotnosti atómu určitého štandardného prvku. Okolo roku 1920 sa však ukázalo, že prvky nachádzajúce sa v prírode sú dvoch typov: niektoré sú v skutočnosti reprezentované identickými atómami a iné, ktorých atómy majú rovnaký jadrový náboj, ale iná hmotnosť; Tieto typy atómov sa nazývali izotopy. Daltonova definícia teda platí len pre prvky prvého typu. Atómová hmotnosť prvku reprezentovaného niekoľkými izotopmi je priemerná hodnota z hmotnostných čísel všetkých jeho izotopov, braných ako percento zodpovedajúce ich zastúpeniu v prírode.

V 19. storočí Chemici pri určovaní atómových hmotností štandardne používali vodík alebo kyslík. V roku 1904 bola za štandard prijatá 1/16 priemernej hmotnosti atómu prírodného kyslíka (kyslíková jednotka) a zodpovedajúca stupnica sa nazývala chemická. Hmotnostné spektrografické stanovenie atómových hmotností sa uskutočnilo na základe 1/16 hmotnosti izotopu 16O a zodpovedajúca stupnica sa nazývala fyzikálna. V 20. rokoch 20. storočia sa zistilo, že prírodný kyslík pozostáva zo zmesi troch izotopov: 16 O, 17 O a 18 O. To vyvolalo dva problémy. Po prvé, ukazuje sa, že relatívny výskyt prírodných izotopov kyslíka sa mierne líši, čo znamená, že chemická stupnica je založená na hodnote, ktorá nie je absolútnou konštantou. Po druhé, fyzici a chemici boli schopní rôzne významy také odvodené konštanty ako molárne objemy, Avogadrove číslo atď. Riešenie problému sa našlo v roku 1961, keď sa 1/12 hmotnosti izotopu uhlíka 12 C (uhlíková jednotka) brala ako jednotka atómovej hmotnosti (amu). (1 amu alebo 1D (dalton) v jednotkách hmotnosti SI je 1,66057Х10 –27 kg.) Prírodný uhlík sa tiež skladá z dvoch izotopov: 12 C – 99 % a 13 C – 1 %, ale nové hodnoty atómových hmotností prvkov sú spojené iba s prvým z nich. V dôsledku toho sa získala univerzálna tabuľka relatívnych atómových hmotností. Ukázalo sa, že izotop 12 C je vhodný aj na fyzikálne merania.

METÓDY STANOVENIA

Atómovú hmotnosť možno určiť buď fyzikálne, resp chemické metódy. Chemické metódy sa líšia v tom, že v jednom štádiu nezahŕňajú samotné atómy, ale ich kombinácie.

Chemické metódy.

Podľa atómovej teórie sú počty atómov prvkov v zlúčeninách vo vzájomnom vzťahu ako malé celé čísla (zákon viacnásobných pomerov, ktorý objavil Dalton). Preto je pre zlúčeninu známeho zloženia možné určiť hmotnosť jedného z prvkov, pričom poznáme hmotnosti všetkých ostatných. V niektorých prípadoch možno hmotnosť zlúčeniny merať priamo, ale zvyčajne sa zisťuje nepriamymi metódami. Pozrime sa na oba tieto prístupy.

Atómová hmotnosť Al bola nedávno určená nasledovne. Známe množstvá Al boli prevedené na dusičnany, sírany alebo hydroxidy a následne kalcinované na oxid hlinitý (Al 2 O 3), ktorého množstvo bolo presne určené. Zo vzťahu medzi dvoma známymi hmotnosťami a atómovými hmotnosťami hliníka a kyslíka (15.9)

našiel atómovú hmotnosť Al. Priamym porovnaním s atómovou hmotnosťou kyslíka sa však dajú určiť atómové hmotnosti len niekoľkých prvkov. Pre väčšinu prvkov boli stanovené nepriamo analýzou chloridov a bromidov. Po prvé, tieto spojenia pre mnohé prvky možno získať v čistej forme, po druhé, pre ich presné kvantitatívne stanovenia majú chemici k dispozícii citlivú analytická metóda, na základe porovnania ich hmotností s hmotnosťou striebra. Na tento účel presne určte hmotnosť analyzovaných zlúčenín a hmotnosť striebra potrebnú na interakciu s nimi. Atómová hmotnosť požadovaného prvku sa vypočíta na základe atómovej hmotnosti striebra - referenčnej hodnoty v takýchto definíciách. Atómová hmotnosť striebra (107,870) v uhlíkových jednotkách bola stanovená nepriamou chemickou metódou.

Fyzikálne metódy.

V polovici 20. stor. Na určenie atómových hmotností existovala iba jedna fyzikálna metóda, dnes sú najpoužívanejšie štyri.

Hustota plynu.

Úplne prvá fyzikálna metóda bola založená na stanovení hustoty plynu a na skutočnosti, že v súlade s Avogadrovým zákonom rovnaké objemy plynov pri rovnakej teplote a tlaku obsahujú rovnaký počet molekúl. Ak teda určitý objem čistého CO 2 má hmotnosť o 1,3753 väčšiu ako rovnaký objem kyslíka za rovnakých podmienok, potom by molekula CO 2 mala byť 1,3753-krát ťažšia ako molekula kyslíka (molekulová hmotnosť O 2 = 31,998), t.j. hmotnosť molekuly CO 2 v chemickom meradle je 44,008. Ak od tejto hodnoty odpočítame hmotnosť dvoch atómov kyslíka, ktorá sa rovná 31,998, dostaneme atómovú hmotnosť uhlíka - 12,01. Na získanie presnejšej hodnoty je potrebné zaviesť množstvo opráv, čo túto metódu komplikuje. Napriek tomu sa s jeho pomocou podarilo získať niekoľko veľmi cenných údajov. Po objavení vzácnych plynov (He, Ne, Ar, Kr, Xe) sa teda metóda založená na meraní hustoty ukázala ako jediná vhodná na určenie ich atómových hmotností.

Hmotnostná spektroskopia.

Čoskoro po prvej svetovej vojne vytvoril F. Aston prvý hmotnostný spektroskop pre presná definícia hmotnostné čísla rôznych izotopov a tým otvorili novú éru v histórii určovania atómových hmotností. Dnes existujú dva hlavné typy hmotnostných spektroskopov: hmotnostné spektrometre a hmotnostné spektrografy (tým druhým je napríklad prístroj Aston). Hmotnostný spektrograf je určený na štúdium správania toku elektricky nabitých atómov alebo molekúl v silnom magnetickom poli. Vychýlenie nabitých častíc v tomto poli je úmerné pomeru ich hmotnosti k náboju a sú zaznamenané vo forme čiar na fotografickej platni. Porovnaním polôh čiar zodpovedajúcich určitým časticiam s polohou čiary pre prvok so známou atómovou hmotnosťou je možné s dostatočnou presnosťou určiť atómovú hmotnosť požadovaného prvku. Dobrou ilustráciou metódy je porovnanie hmotnosti molekuly CH 4 (metán) s hmotnostným číslom najľahšieho izotopu kyslíka 16 O. Rovnako nabitý metán a ióny 16 O sú súčasne vpustené do komory hmotnostného spektrografu a ich poloha sa zaznamená na fotografickú platňu. Rozdiel v polohe ich čiar zodpovedá hmotnostnému rozdielu 0,036406 (na fyzickej stupnici). To je výrazne vyššia presnosť, ako môže poskytnúť akákoľvek chemická metóda.

Ak skúmaný prvok nemá izotopy, nie je ťažké určiť jeho atómovú hmotnosť. V opačnom prípade je potrebné určiť nielen hmotnosť každého izotopu, ale aj ich relatívne zastúpenie v zmesi. Túto hodnotu nie je možné určiť s dostatočnou presnosťou, čo obmedzuje použitie hmotnostnej spektrografickej metódy na zisťovanie atómových hmotností izotopových prvkov, najmä ťažkých. Nedávno sa pomocou hmotnostnej spektrometrie podarilo s vysokou presnosťou stanoviť relatívnu abundanciu dvoch izotopov striebra, 107 Ag a 109 Ag. Merania boli vykonané v Národnom úrade pre štandardy USA. Pomocou týchto nových údajov a skorších meraní hmotností izotopov striebra bola objasnená atómová hmotnosť prírodného striebra. Táto hodnota sa teraz považuje za 107,8731 (chemická stupnica).

Jadrové reakcie.

Na určenie atómových hmotností niektorých prvkov môžeme použiť vzťah medzi hmotnosťou a energiou, ktorý získal Einstein. Uvažujme reakciu bombardovania jadier 14N rýchlymi jadrami deutéria za vzniku izotopu 15N a obyčajného vodíka 1H:

14N + 2H = 15N + 1H+ Q

Reakcia uvoľňuje energiu Q= 8 615 000 eV, čo sa podľa Einsteinovej rovnice rovná 0,00948 amu. To znamená, že hmotnosť 14 N + 2 H prevyšuje hmotnosť 15 N + 1 H o 0,00948 amu a ak poznáme hmotnostné čísla ľubovoľných troch izotopov zúčastňujúcich sa reakcie, môžeme nájsť hmotnosť štvrtého. Metóda umožňuje určiť rozdiel v hmotnostných číslach dvoch izotopov s väčšou presnosťou ako hmotnostná spektrografia.

Rádiografia.

Toto fyzikálna metóda Je možné určiť atómové hmotnosti látok, ktoré tvoria pravidelnú kryštálovú mriežku pri bežných teplotách. Metóda je založená na vzťahu medzi atómovou (alebo molekulovou) hmotnosťou kryštalickej látky, jej hustotou, Avogadrovým číslom a určitým koeficientom, ktorý sa určuje zo vzdialeností medzi atómami v kryštálovej mriežke. Je potrebné vykonať presné merania dvoch veličín: mriežkovej konštanty pomocou rádiografických metód a hustoty pomocou pyknometrie. Aplikácia metódy je obmedzená ťažkosťami pri získavaní čistých dokonalých kryštálov (bez voľných miest a defektov akéhokoľvek druhu).

Objasnenie atómových hmotností.

Všetky merania atómových hmotností, ktoré sa uskutočnili pred viac ako 20 rokmi, boli vykonané chemickými metódami alebo metódou založenou na stanovení hustoty plynov. Nedávno sa údaje získané hmotnostnou spektrometriou a izotopovými metódami zhodujú s takou vysokou presnosťou, že sa Medzinárodná komisia pre atómovú hmotnosť rozhodla opraviť atómové hmotnosti 36 prvkov, z ktorých 18 nemá izotopy.
pozri tiež

Hmotnosti atómov a molekúl sú veľmi malé, preto je vhodné zvoliť hmotnosť jedného z atómov ako mernú jednotku a vyjadriť hmotnosti zvyšných atómov vo vzťahu k nemu. Presne to urobil zakladateľ atómovej teórie Dalton, ktorý zostavil tabuľku atómových hmotností, pričom hmotnosť atómu vodíka považoval za jednu.

Do roku 1961 sa vo fyzike 1/16 hmotnosti atómu kyslíka 16O brala ako atómová hmotnostná jednotka (amu) a v chémii 1/16 priemernej atómovej hmotnosti prírodného kyslíka, čo je zmes troch izotopy. Chemická jednotka hmotnosti bola o 0,03 % väčšia ako fyzikálna.

V súčasnosti prijatý na fyziku a chémiu jeden systém merania. Ako štandardná jednotka atómovej hmotnosti bola zvolená 1/12 hmotnosti atómu uhlíka 12C.

1 amu = 1/12 m (12С) = 1,66057 x 10-27 kg = 1,66057 x 10-24 g.

Pri výpočte relatívnej atómovej hmotnosti sa berie do úvahy množstvo izotopov prvkov v zemskej kôre. Napríklad chlór má dva izotopy 35 Сl (75,5 %) a 37 Сl (24,5 %) Relatívna atómová hmotnosť chlóru je:

Ar(Cl) = (0,755 x m (35 ul) + 0,245 x m (37 ul)) / (1/12 x m (12 С) = 35,5.

Z definície relatívnej atómovej hmotnosti vyplýva, že priemerná absolútna hmotnosť atómu sa rovná relatívnej atómovej hmotnosti vynásobenej amu:

m(Cl) = 35,5 x 1,66057 x 10-24 = 5,89 x 10-23 g.

Príklady riešenia problémov

Relatívne atómové a molekulové hmotnosti

Táto kalkulačka je určená na výpočet atómovej hmotnosti prvkov.

Atómová hmotnosť(tiež nazývaný relatívna atómová hmotnosť) Je hodnota hmotnosti jedného atómu látky. Relatívna atómová hmotnosť sa vyjadruje v jednotkách atómovej hmotnosti. Relatívna atómová hmotnosť výrazný(pravda) hmotnosť atóm. Zároveň je skutočná hmotnosť atómu príliš malá, a preto nevhodná na praktické využitie.

Atómová hmotnosť látky ovplyvňuje množstvo protóny A neutróny v jadre atómu.

Hmotnosť elektrónu sa ignoruje, pretože je veľmi malá.

Ak chcete určiť atómovú hmotnosť látky, musíte zadať nasledujúce informácie:

• Počet protónov- koľko protónov je v jadre látky;
• Počet neutrónov— koľko neutrónov je v jadre látky.

Na základe týchto údajov vypočíta kalkulačka atómovú hmotnosť látky vyjadrenú v jednotkách atómovej hmotnosti.

Tabuľka chemických prvkov a ich atómová hmotnosť vodík H 1,0079 nikel Nie je tam žiadny 58,70 hélium On 4,0026 Pekár Cu 63,546 lítium Li 6941 zinok Zn 65,38 berýlium byť 9,01218 Galia Gruzínsko 69,72 Bor IN 10,81 Nemecko G.E. 72,59 uhlíka S 12,011 arzén Ako 74,9216 dusík N 14,0067 selén sú 78,96 kyslík O 15,9994 bróm bróm 79904 fluorid F 18,99840 kryptón Cr 83,80 neónové nie 20,179 rubídium Rb 85,4678 sodík na 22,98977 stroncium vymazané 87,62 horčík mg 24,305 ytrium Y 88,9059 hliník Al 26,98154 zirkónium Zr 91,22 niób Pozn 92,9064 Nobelovej nie 255 molybdén Mo 95,94 Lawrence Lr 256 technécium Ts 98,9062 Kurčatovy ka 261 ruténium Ru 101,07 * * * ródium rézus 102.9055 * * * paládium Pd 106,4 * * * striebro Ag 107 868 * * * silikón vy 28,086 kadmium CD 112,40 fosfor P 30,97376 India 114,82 síra 32,06 cín Sn 118,69 chlór Cl 35,453 antimón Sb 121,75 argón Arkansas 39,948 telúr títo 127,60 draslík TO 39,098 jód ja 126,904 vápnik Kalifornia 40,08 xenón Xe 131,30 skandium Južná Karolína 44,9559 cézium Čs 132.9054 titán títo 47,90 bárium ba 137,34 vanád 50,9414 lantánu la 138.9055 chróm Cr 51,996 céru Ce 140,12 mangán Minnesota 54,9380 Praseodim Pr 140.9077 železo Fe 55,847 ja nie Nd 144,24 kobalt Co. 58,9332 promethium večery Samaria Sm 150,4 bizmut by 208.9804 európium Európska únia 151,96 polónium po 209 gadolínium G-d 157,25 ASTAT V 210 terbium Tb 158.9254 radón Rn 222 dysprózia du $ 16,50 Francúzsko fr 223 Holmium Ahoj 164.9304 polomer R 226.0254 erbium Er 167,26 aktinium striedavý prúd 227 thulium Tm 168.9342 tória th 232.0381 ytterbium Yb 173,04 protaktínium Pennsylvánia 231.0359 Lutetia Lu 174,97 Urán U 238,029 hafnium vysoká frekvencia 178,49 neptúnium Np 237.0482 tantal Toto 180.9479 plutónium Pu 244 volfrám W 183,85 Amerika Am 243 rénium re 186,207 curie cm 247 osmium OS 190,2 Berkeley B.K. 247 irídium infračervené 192,22 Kalifornia porovnať 251 platina Pt 195,09 Einstein es 254 zlato Au 196.9665 Fermi Fm 257 ortuť ortuť 200,59 Mendelevy Maryland 258 tálium Tl 204,37 * * * Viesť Pb 207,2 * * *

Relatívna atómová hmotnosť prvku Stav úlohy: Určte hmotnosť molekuly kyslíka. Úloha č. 4.1.2 zo „Zbierky problémov pri príprave nadchádzajúcich skúšok z fyziky na USPTU“ informácie: Riešenie: Uvažujme molekulu molekulárneho kyslíka \(\nu\) (ľubovoľné číslo). Pamätajme, že kyslíkový vzorec je O2. Ak chcete nájsť hmotnosť (\m) daného množstva kyslíka, molekulová hmotnosť kyslík \(M\) sa vynásobí počtom mólov\(\nu\). Pomocou periodickej tabuľky je ľahké určiť, že molárna hmotnosť kyslíka je \(M\) 32 g/mol alebo 0,032 kg/mol. V jednom mole je niekedy počet molekúl avogadra \(N_A\) a v\(\nu\) mol - v\(\nu\) väčší, t.j. Ak chcete nájsť hmotnosť jednej molekuly \(m_0\), Celková váha\(t\) sa musí vydeliť počtom molekúl \(N\). \ [(m_0) = \frac (m) (N)\] \ [(m_0) = \frac ((\nu \cdot M)) ((\nu \cdot (N_A)))\] \ ((M_0) = \frac (M) (((N_A))) \] Avogadrove číslo (N_A1) je tabuľková hodnota rovnajúca sa 6,022 1023 mol-1. Vykonávame výpočty: \[(M_0) = \frac ((0,032)) ((6,022\cdot ((10) * (23)))) = 5,3\cdot (10^(-26))\; = 5,3 kg\cdot(10^(-23))\; r\] Odpoveď: 5,3 · 10-23 g. Ak riešeniu nerozumiete a ak máte nejaké otázky alebo ste našli chybu, môžete zanechať komentár nižšie. Atómy sú veľmi malé a veľmi malé. Ak vyjadríme hmotnosť atómu chemického prvku v gramoch, potom to bude číslo, ktorého desatinná čiarka je väčšia ako dvadsať núl. Preto je meranie hmotnosti atómov v gramoch nevhodné. Ak však vezmeme veľmi malú hmotnosť na jednotku, všetky ostatné malé hmotnosti možno vyjadriť ako pomer medzi touto jednotkou. Jednotkou merania atómovej hmotnosti je 1/12 hmotnosti atómu uhlíka. Nazýva sa 1/12 hmotnosti atómu uhlíka atómová hmotnosť(Ae. Vzorec atómovej hmotnosti Relatívna atómová hmotnosť hodnota sa rovná pomeru skutočnej hmotnosti atómu konkrétneho chemického prvku k 1/12 skutočnej hmotnosti atómu uhlíka. Toto je nekonečná hodnota, pretože tieto dve hmoty sú oddelené. Ar = matematika. / (1/12) hrnček. napriek tomu absolútna atómová hmotnosť sa rovná relatívnej hodnote a má mernú jednotku amu. To znamená, že relatívna atómová hmotnosť ukazuje, koľkokrát je hmotnosť daného atómu väčšia ako 1/12 atómu uhlíka. Ak atóm Ar = 12, potom je jeho hmotnosť 12-krát väčšia ako 1/12 hmotnosti atómu uhlíka alebo, inými slovami, 12 atómových hmotnostných jednotiek. To môže byť len pre uhlík (C). Na atóme vodíka (H) Ar = 1. To znamená, že jeho hmotnosť sa rovná hmotnosti 1/12 časti hmotnosti atómu uhlíka. Pre kyslík (O) je relatívna atómová hmotnosť 16 amu. To znamená, že atóm kyslíka je 16-krát väčší ako atóm uhlíka, má 16 atómových hmotnostných jednotiek. Najľahším prvkom je vodík. Jeho hmotnosť je asi 1 amu. Na najťažších atómoch sa hmotnosť blíži k 300 amu. Typicky je pre každý chemický prvok jeho hodnota absolútna hmotnosť atómov, vyjadrená ako a. Napríklad. Význam jednotiek atómovej hmotnosti je zapísaný v periodickej tabuľke. Koncept používaný pre molekuly relatívna molekulová hmotnosť (g). Relatívna molekulová hmotnosť udáva, koľkokrát je hmotnosť molekuly väčšia ako 1/12 hmotnosti atómu uhlíka. Keďže sa však hmotnosť molekuly rovná súčtu hmotností jej atómových atómov, relatívnu molekulovú hmotnosť možno nájsť jednoducho pridaním relatívne hmotnosti tieto atómy. Napríklad molekula vody (H2O) obsahuje dva atómy vodíka s Ar = 1 a jeden atóm kyslíka s Ar = 16. Preto pán (H2O) = 18. Mnohé látky majú nemolekulárnu štruktúru, napríklad kovy. V tomto prípade sa ich relatívna molekulová hmotnosť rovná ich relatívnej atómovej hmotnosti. Chémia sa nazýva významné množstvo hmotnostný zlomok chemického prvku v molekule alebo látke. Ukazuje relatívnu molekulovú hmotnosť tohto prvku. Napríklad vo vode má vodík 2 časti (ako oba atómy) a kyslík 16. To znamená, že keď sa vodík zmieša s 1 kg a 8 kg kyslíka, reagujú bezo zvyšku. Hmotnostný podiel vodíka je 2/18 = 1/9 a obsah kyslíka je 16/18 = 8/9. Mikrováhy inak podpora, atómová rovnováha(anglicky microbial alebo anglicky nanotubes) je termín označujúci: veľká skupina analytických prístrojov, ktorých presnosť meria hmotnosť od jedného do niekoľkých stoviek mikrogramov; špeciálny vysoko presný prístroj, ktorý umožňuje merať hmotnosť predmetov až do 0,1 ng (nanovesy). popis Jedna z prvých zmienok o mikroglobu je v roku 1910, keď bol William Ramsay informovaný o rozsahu, v akom sa vyvinul, čo umožnilo určiť rozsah hmotnosti 0,1 mm3 tela na 10-9 g (1 ng). Pojem mikrobiálny sa teraz častejšie používa na označenie zariadení, ktoré dokážu merať a detegovať zmeny hmotnosti v rozsahu mikrogramov (10-6 gramov). Mikrobiológovia sa stali bežnou praxou v moderných výskumných a priemyselných laboratóriách a sú k dispozícii v rôznych verziách s rôznou citlivosťou a súvisiacimi nákladmi. Súčasne sa vyvíjajú meracie techniky v oblasti nanogramov. chémia. ako nájsť relatívnu atómovú hmotnosť? Keď hovoríme o meraní hmotnosti na úrovni nanogramov, čo je dôležité pre meranie hmotnosti atómov, molekúl alebo zhlukov, najprv uvažujeme o hmotnostnej spektrometrii. V tomto prípade je potrebné mať na pamäti, že meranie hmotnosti pomocou tejto metódy znamená potrebu premeny vážených predmetov na ióny, čo je niekedy veľmi nežiaduce. Toto nie je potrebné pri použití ďalšieho prakticky dôležitého a široko používaného prístroja na presné meranie hmotnostných kremenných mikróbov, ktorých mechanizmus účinku je opísaný v príslušnom článku. odkazy Jensen K., Kwanpyo Kim, Zettl A. Atómový detektor s nanomechanickým rozlíšením // arXiv: 0809.2126 (12. september 2008).

Jednou z hlavných charakteristík akéhokoľvek chemického prvku je jeho relatívna atómová hmotnosť.

(Jednotkou atómovej hmotnosti je 1/12 hmotnosti atómu uhlíka, ktorého hmotnosť sa považuje za 12 amu a je1,66 10 24 G.

Porovnaním hmotností atómov prvkov na amu sa zistia číselné hodnoty relatívnej atómovej hmotnosti (Ar).

Relatívna atómová hmotnosť prvku ukazuje, koľkokrát je hmotnosť jeho atómu väčšia ako 1/12 hmotnosti atómu uhlíka.

Napríklad pre kyslík Ar(O) = 15,9994 a pre vodík Ar (H) = 1,0079.

Pre molekuly jednoduchých a zložitých látok urč relatívna molekulová hmotnosť, ktorý sa číselne rovná súčtu atómových hmotností všetkých atómov, ktoré tvoria molekulu. Napríklad molekulová hmotnosť vody je H2O

Mg (H20) = 2 1,0079 + 1 15,9994 = 18,0153.

Avogadrov zákon

V chémii sa spolu s jednotkami hmotnosti a objemu používa aj jednotka množstva látky, ktorá sa nazýva mol.

!MOL (v) - jednotka merania množstva látky obsahujúcej toľko štruktúrnych jednotiek (molekúl, atómov, iónov), koľko je atómov obsiahnutých v 0,012 kg (12 g) izotopu uhlíka „C“.

To znamená, že 1 mol akejkoľvek látky obsahuje rovnaký počet štruktúrnych jednotiek, rovný 6,02 10 23 . Toto množstvo sa nazýva Avogadrova konštanta(označenie NA, rozmer 1/mol).

Taliansky vedec Amadeo Avogadro predložil v roku 1811 hypotézu, ktorá bola neskôr potvrdená experimentálnymi údajmi a následne bola tzv. Avogadrov zákon. Upozornil na skutočnosť, že všetky plyny sú rovnako stlačené (Boyle-Marriottov zákon) a majú rovnaké koeficienty tepelnej rozťažnosti (Gay-Lussacov zákon). V tejto súvislosti navrhol:

rovnaké objemy rôznych plynov za rovnakých podmienok obsahujú rovnaký počet molekúl.

Za rovnakých podmienok (zvyčajne hovoríme o normálnych podmienkach: absolútny tlak je 1013 milibarov a teplota 0 °C) je vzdialenosť medzi molekulami všetkých plynov rovnaká a objem molekúl je zanedbateľný. Vzhľadom na všetky vyššie uvedené skutočnosti môžeme urobiť nasledujúci predpoklad:

!ak rovnaké objemy plynov za rovnakých podmienok obsahujú rovnaký počet molekúl, potom hmoty obsahujúce rovnaký počet molekúl musia mať rovnaké objemy.

Inými slovami,

Za rovnakých podmienok 1 mól akéhokoľvek plynu zaberá rovnaký objem. Za normálnych podmienok zaberá objem 1 mol akéhokoľvek plynu v, rovných 22,4 l. Tento zväzok sa nazývamolárny objem plynu (rozmer l/mol alebo m³ /mol).

Presná hodnota molárneho objemu plynu za normálnych podmienok (tlak 1013 milibarov a teplota 0 °C) je 22,4135 ± 0,0006 l/mol. Za štandardných podmienok (t= +15° C, tlak = 1013 mbar) 1 mol plynu zaberá objem 23,6451 litrov a prit= +20 °C a tlaku 1013 mbar, 1 mol zaberá objem asi 24,2 litra.

V číselnom vyjadrení sa molárna hmotnosť zhoduje s hmotnosťami atómov a molekúl (v amu) as relatívnymi atómovými a molekulovými hmotnosťami.

V dôsledku toho má 1 mol akejkoľvek látky hmotnosť v gramoch, ktorá sa číselne rovná molekulovej hmotnosti tejto látky, vyjadrenej v atómových hmotnostných jednotkách.

Napríklad M(02) = 16 a. e.m. 2 = 32 hod. e.m., teda 1 mól kyslíka zodpovedá 32 g Hustoty plynov merané za rovnakých podmienok sa označujú ako ich molárne hmotnosti. Keďže pri preprave skvapalnených plynov na plynových nosičoch sú hlavným predmetom praktických problémov molekulárne látky (kvapaliny, pary, plyny), hlavnými hľadanými veličinami budú molárna hmotnosť. M(g/mol), množstvo látky v v móloch a hmote T látky v gramoch alebo kilogramoch.

Keď poznáte chemický vzorec konkrétneho plynu, môžete niektoré vyriešiť praktické problémy problémy vznikajúce pri preprave skvapalnených plynov.

Príklad 1. Palubná nádrž obsahuje 22 ton skvapalneného etylénu (S2 N4 ). Je potrebné zistiť, či je na palube dostatok nákladu na prefúknutie cez tri nákladné tanky s objemom 5000 m 3 každý, ak je po vyfúknutí teplota v nádržiach 0 °C a tlak 1013 milibarov.

1. Určte molekulovú hmotnosť etylénu:

M = 2 12,011 + 4 1,0079 = 28,054 g/mol.

2. Vypočítajte hustotu pár etylénu za normálnych podmienok:

p = M/V = 28,054: 22,4 = 1,232 g/l.

3. Nájdite objem nákladných pár za normálnych podmienok:

22∙10 6: 1,252= 27544 m3.

Celkový objem nákladných tankov je 15 000 m3. V dôsledku toho je na palube dostatok nákladu na prečistenie všetkých nákladných nádrží etylénovými parami.

Príklad 2. Je potrebné určiť, koľko propánu (S3 N8 ) bude potrebná na preplachovanie nákladných tankov s celkovou kapacitou 8000 m 3, ak je teplota tankov +15°C a tlak pár propánu v tanku po ukončení preplachovania nepresiahne 1013 milibarov.

1. Určte molárnu hmotnosť propánu S3 N8

M = 3 12,011 + 8 1,0079 = 44,1 g/mol.

2. Stanovme hustotu pár propánu po vyčistení nádrží:

p = M: v = 44,1: 23,641 = 1,865 kg/m3.

3. Keď poznáme hustotu a objem pár, určíme celkové množstvo propánu potrebného na prečistenie nádrže:

m = ρ v = 1,865 8000 = 14920 kg ≈ 15 t.

Atómová hmotnosť je súčet hmotností všetkých protónov, neutrónov a elektrónov, ktoré tvoria atóm alebo molekulu. V porovnaní s protónmi a neutrónmi je hmotnosť elektrónov veľmi malá, preto sa pri výpočtoch neberie do úvahy. Hoci to nie je formálne správne, tento termín sa často používa na označenie priemernej atómovej hmotnosti všetkých izotopov prvku. Toto je vlastne relatívna atómová hmotnosť, nazývaná tiež atómová hmotnosť element. Atómová hmotnosť je priemer atómových hmotností všetkých izotopov prvku nachádzajúcich sa v prírode. Chemici musia pri svojej práci rozlišovať medzi týmito dvoma typmi atómovej hmotnosti – nesprávna atómová hmotnosť by mohla viesť napr. nesprávny výsledok na uvoľnenie reakčného produktu.

Kroky

Nájdenie atómovej hmotnosti z periodickej tabuľky prvkov

Zistite, ako sa píše atómová hmotnosť. Atómovú hmotnosť, teda hmotnosť daného atómu alebo molekuly, možno vyjadriť v štandardných jednotkách SI – gramoch, kilogramoch atď. Avšak, pretože atómové hmotnosti vyjadrené v týchto jednotkách sú extrémne malé, sú často zapísané v jednotných jednotkách atómovej hmotnosti alebo v skratke amu. – jednotky atómovej hmotnosti. Jedna atómová hmotnostná jednotka sa rovná 1/12 hmotnosti štandardného izotopu uhlíka-12.

• Atómová hmotnostná jednotka charakterizuje hmotnosť jeden mól daného prvku v gramoch. Táto hodnota je veľmi užitočná v praktických výpočtoch, pretože sa dá použiť na jednoduchý prevod hmotnosti daného počtu atómov alebo molekúl danej látky na móly a naopak.

1. Nájdite atómovú hmotnosť v periodickej tabuľke. Väčšina štandardných periodických tabuliek obsahuje atómové hmotnosti (atómové hmotnosti) každého prvku. Zvyčajne sú uvedené ako číslo v spodnej časti bunky prvku, pod písmenami predstavujúcimi chemický prvok. Zvyčajne to nie je celé číslo, ale desatinný zlomok.

   Pamätajte, že periodická tabuľka udáva priemerné atómové hmotnosti prvkov. Ako bolo uvedené vyššie, relatívne atómové hmotnosti uvedené pre každý prvok v periodickej tabuľke sú priemerom hmotností všetkých izotopov atómu. Táto priemerná hodnota je cenná na mnohé praktické účely: napríklad sa používa pri výpočte molárnej hmotnosti molekúl pozostávajúcich z niekoľkých atómov. Keď sa však zaoberáte jednotlivými atómami, táto hodnota zvyčajne nestačí.

   • Pretože priemerná atómová hmotnosť je priemerom niekoľkých izotopov, hodnota uvedená v periodickej tabuľke nie je presné hodnota atómovej hmotnosti ktoréhokoľvek jednotlivého atómu.
   • Atómové hmotnosti jednotlivých atómov sa musia vypočítať s prihliadnutím na presný počet protónov a neutrónov v jednom atóme.

Výpočet atómovej hmotnosti jednotlivého atómu

1. Nájdite atómové číslo daného prvku alebo jeho izotopu. Atómové číslo je počet protónov v atómoch prvku a nikdy sa nemení. Napríklad všetky atómy vodíka a iba majú jeden protón. Atómové číslo sodíka je 11, pretože má vo svojom jadre jedenásť protónov, zatiaľ čo atómové číslo kyslíka je osem, pretože má vo svojom jadre osem protónov. Atómové číslo akéhokoľvek prvku nájdete v periodickej tabuľke - takmer vo všetkých štandardných verziách je toto číslo uvedené vyššie písmenové označenie chemický prvok. Atómové číslo je vždy kladné celé číslo.

   • Predpokladajme, že nás zaujíma atóm uhlíka. Atómy uhlíka majú vždy šesť protónov, takže vieme, že jeho atómové číslo je 6. Okrem toho vidíme, že v periodickej tabuľke je v hornej časti bunky s uhlíkom (C) číslo „6“, čo naznačuje, že atóm uhlíkové číslo je šesť.
   • Všimnite si, že atómové číslo prvku nie je jednoznačne spojené s jeho relatívnou atómovou hmotnosťou v periodickej tabuľke. Hoci sa najmä pri prvkoch v hornej časti tabuľky môže zdať, že atómová hmotnosť prvku je dvojnásobkom jeho atómového čísla, nikdy sa nevypočítava vynásobením atómového čísla dvomi.

2. Nájdite počet neutrónov v jadre. Počet neutrónov môže byť rôzny pre rôzne atómy toho istého prvku. Keď dva atómy toho istého prvku s rovnakým počtom protónov majú rôzny počet neutrónov, sú to rôzne izotopy tohto prvku. Na rozdiel od počtu protónov, ktorý sa nikdy nemení, sa počet neutrónov v atómoch daného prvku môže často meniť, preto sa priemerná atómová hmotnosť prvku zapisuje ako desatinný zlomok s hodnotou ležiacou medzi dvoma susednými celými číslami.

   Spočítajte počet protónov a neutrónov. Toto bude atómová hmotnosť tohto atómu. Ignorujte počet elektrónov, ktoré obklopujú jadro – ich celková hmotnosť je extrémne malá, takže na vaše výpočty nemajú prakticky žiadny vplyv.

Výpočet relatívnej atómovej hmotnosti (atómovej hmotnosti) prvku

1. Určte, ktoré izotopy sú obsiahnuté vo vzorke. Chemici často určujú pomery izotopov konkrétnej vzorky pomocou špeciálneho prístroja nazývaného hmotnostný spektrometer. Na školení vám však tieto údaje budú poskytnuté v zadaniach, testoch atď. vo forme hodnôt prevzatých z vedeckej literatúry.

   • V našom prípade povedzme, že máme do činenia s dvoma izotopmi: uhlík-12 a uhlík-13.

2. Určte relatívne zastúpenie každého izotopu vo vzorke. Pre každý prvok sa vyskytujú rôzne izotopy v rôznych pomeroch. Tieto pomery sú takmer vždy vyjadrené v percentách. Niektoré izotopy sú veľmi bežné, zatiaľ čo iné sú veľmi zriedkavé – niekedy také zriedkavé, že je ťažké ich odhaliť. Tieto hodnoty možno určiť pomocou hmotnostnej spektrometrie alebo nájsť v referenčnej knihe.

   • Predpokladajme, že koncentrácia uhlíka-12 je 99% a uhlíka-13 je 1%. Iné izotopy uhlíka naozaj existujú, ale v množstvách tak malých, že v tomto prípade ich možno zanedbať.

3. Vynásobte atómovú hmotnosť každého izotopu jeho koncentráciou vo vzorke. Vynásobte atómovú hmotnosť každého izotopu jeho percentuálnym výskytom (vyjadreným ako desatinné číslo). Previesť úrok na desiatkový, jednoducho ich vydeľte 100. Výsledné koncentrácie by mali byť vždy 1.

   • Naša vzorka obsahuje uhlík-12 a uhlík-13. Ak uhlík-12 tvorí 99 % vzorky a uhlík-13 tvorí 1 %, potom vynásobte 12 (atómová hmotnosť uhlíka-12) 0,99 a 13 (atómová hmotnosť uhlíka-13) 0,01.
   • Referenčné knihy uvádzajú percentá založené na známych množstvách všetkých izotopov konkrétneho prvku. Väčšina učebníc chémie obsahuje tieto informácie v tabuľke na konci knihy. V prípade skúmanej vzorky možno relatívne koncentrácie izotopov určiť aj pomocou hmotnostného spektrometra.

4. Sčítajte výsledky. Zhrňte výsledky násobenia, ktoré ste získali v predchádzajúcom kroku. V dôsledku tejto operácie nájdete relatívnu atómovú hmotnosť vášho prvku – priemernú hodnotu atómových hmotností izotopov príslušného prvku. Keď sa berie do úvahy prvok ako celok, a nie konkrétny izotop daného prvku, použije sa táto hodnota.

   • V našom príklade 12 x 0,99 = 11,88 pre uhlík-12 a 13 x 0,01 = 0,13 pre uhlík-13. Relatívna atómová hmotnosť je v našom prípade 11,88 + 0,13 = 12,01 .

• Niektoré izotopy sú menej stabilné ako iné: rozkladajú sa na atómy prvkov s menším počtom protónov a neutrónov v jadre, pričom sa uvoľňujú častice, ktoré tvoria jadro atómu. Takéto izotopy sa nazývajú rádioaktívne.