Masa atómica 21. Masa atómica relativa de un elemento en química y la historia de su determinación.

Una de las principales características de cualquier elemento químico es su masa atómica relativa.

(Una unidad de masa atómica es 1/12 de la masa de un átomo de carbono, cuya masa se considera 12 uma y es1,66 10 24 GRAMO.

Comparando las masas de átomos de elementos por uma, se encuentran los valores numéricos de la masa atómica relativa (Ar).

La masa atómica relativa de un elemento muestra cuántas veces la masa de su átomo es mayor que 1/12 de la masa de un átomo de carbono.

Por ejemplo, para oxígeno Ar (O) = 15,9994 y para hidrógeno Ar (H) = 1,0079.

Para moléculas de sustancias simples y complejas, determine peso molecular relativo, que es numéricamente igual a la suma de las masas atómicas de todos los átomos que forman la molécula. Por ejemplo, el peso molecular del agua es H2O.

Mg(H2O) = 2 1,0079 + 1 15,9994 = 18,0153.

ley de avogadro

En química, junto con las unidades de masa y volumen, se utiliza una unidad de cantidad de una sustancia, llamada mol.

!MOL (v) - una unidad de medida de la cantidad de una sustancia que contiene tantas unidades estructurales (moléculas, átomos, iones) como átomos contenidos en 0,012 kg (12 g) del isótopo de carbono "C".

Esto significa que 1 mol de cualquier sustancia contiene el mismo número de unidades estructurales, igual a 6,02 10 23 . Esta cantidad se llama la constante de avogadro(designación norteA, dimensión 1/mol).

El científico italiano Amadeo Avogadro propuso una hipótesis en 1811, que luego fue confirmada mediante datos experimentales y posteriormente se denominó La ley de Avogadro. Llamó la atención sobre el hecho de que todos los gases están igualmente comprimidos (ley de Boyle-Marriott) y tienen los mismos coeficientes de expansión térmica (ley de Gay-Lussac). En este sentido, sugirió que:

Volúmenes iguales de diferentes gases en las mismas condiciones contienen el mismo número de moléculas.

En las mismas condiciones (normalmente hablamos de condiciones normales: la presión absoluta es de 1013 milibares y la temperatura es de 0 ° C), la distancia entre las moléculas de todos los gases es la misma y el volumen de las moléculas es insignificante. Teniendo en cuenta todo lo anterior, podemos hacer la siguiente suposición:

!si volúmenes iguales de gases en las mismas condiciones contienen el mismo número de moléculas, entonces las masas que contienen el mismo número de moléculas deben tener el mismo volumen.

En otras palabras,

En las mismas condiciones, 1 mol de cualquier gas ocupa el mismo volumen. En condiciones normales, 1 mol de cualquier gas ocupa un volumen v, igual a 22,4 l. Este volumen se llamavolumen molar de gas (dimensión l/mol o m³ /mol).

El valor exacto del volumen molar de un gas en condiciones normales (presión 1013 milibares y temperatura 0°C) es 22,4135 ± 0,0006 l/mol. En condiciones estándar (t=+15° C, presión = 1013 mbar) 1 mol de gas ocupa un volumen de 23,6451 litros, y at=+20°C y una presión de 1013 mbar, 1 mol ocupa un volumen de aproximadamente 24,2 litros.

En términos numéricos, la masa molar coincide con las masas de átomos y moléculas (en uma) y con las masas atómicas y moleculares relativas.

En consecuencia, 1 mol de cualquier sustancia tiene una masa en gramos numéricamente igual a la masa molecular de esta sustancia, expresada en unidades de masa atómica.

Por ejemplo, M(O2) = 16a. em 2 = 32 a. em., por lo tanto, 1 mol de oxígeno corresponde a 32 g. Las densidades de los gases medidas en las mismas condiciones se denominan masas molares. Dado que en el transporte de gases licuados en gaseros el principal objeto de los problemas prácticos son las sustancias moleculares (líquidos, vapores, gases), las principales cantidades buscadas serán la masa molar. METRO(g/mol), cantidad de sustancia v en moles y masa t sustancias en gramos o kilogramos.

Conociendo la fórmula química de un gas en particular, se pueden resolver algunos problemas prácticos que surgen durante el transporte de gases licuados.

Ejemplo 1. Un tanque de cubierta contiene 22 toneladas de etileno licuado. (CON2 norte4 ). Es necesario determinar si hay suficiente carga a bordo para soplar tres tanques de carga con un volumen de 5000 m 3 cada uno, si después de soplar la temperatura de los tanques es de 0 ° C y la presión es de 1013 milibares.

1. Determinar el peso molecular del etileno:

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

2. Calcule la densidad del vapor de etileno en condiciones normales:

ρ = M/V = 28,054: 22,4 = 1,232 g/l.

3. Encuentre el volumen de vapor de carga en condiciones normales:

22∙106: 1.252= 27544 m3.

El volumen total de tanques de carga es de 15.000 m3. En consecuencia, hay suficiente carga a bordo para purgar todos los tanques de carga con vapor de etileno.

Ejemplo 2. Es necesario determinar cuánto propano. (CON3 norte8 ) Se requerirá para purgar tanques de carga con una capacidad total de 8000 m 3, si la temperatura de los tanques es de +15 ° C y la presión del vapor de propano en el tanque después del final de la purga no excederá los 1013 milibares.

1. Determinar la masa molar del propano. CON3 norte8

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

2. Determinemos la densidad del vapor de propano después de purgar los tanques:

ρ = M: v = 44,1: 23,641 = 1,865 kg/m 3.

3. Conociendo la densidad y el volumen del vapor, determinamos la cantidad total de propano necesaria para purgar el tanque:

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

Las masas de los átomos y de las moléculas son muy pequeñas, por lo que conviene elegir como unidad de medida la masa de uno de los átomos y expresar las masas de los átomos restantes con respecto a ella. Esto es exactamente lo que hizo el fundador de la teoría atómica, Dalton, quien compiló una tabla de masas atómicas, tomando la masa del átomo de hidrógeno como una sola.

Hasta 1961, en física, 1/16 de la masa del átomo de oxígeno 16 O se tomaba como unidad de masa atómica (uma), y en química, 1/16 de la masa atómica promedio del oxígeno natural, que es una mezcla de tres isótopos. La unidad química de masa era un 0,03% mayor que la física.

Actualmente, se ha adoptado un sistema de medición unificado en física y química. La unidad estándar de masa atómica es 1/12 de la masa de un átomo de carbono de 12 C.

1 uma = 1/12 m(12 C) = 1,66057×10 -27 kg = 1,66057×10 -24 g.

DEFINICIÓN

Masa atómica relativa de un elemento (A r) es una cantidad adimensional igual a la relación entre la masa promedio de un átomo de un elemento y 1/12 de la masa de un átomo de 12 C.

Al calcular la masa atómica relativa, se tiene en cuenta la abundancia de isótopos de elementos en la corteza terrestre. Por ejemplo, el cloro tiene dos isótopos 35 Cl (75,5%) y 37 Cl (24,5%). La masa atómica relativa del cloro es:

Ar (Cl) = (0,755×m(35 Cl) + 0,245×m(37 Cl)) / (1/12×m(12 C) = 35,5.

De la definición de masa atómica relativa se deduce que la masa absoluta promedio de un átomo es igual a la masa atómica relativa multiplicada por uma:

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

Ejemplos de resolución de problemas

EJEMPLO 1

EJEMPLO 2

Número de masa. El número de masa es el número total de protones y neutrones en el núcleo de un átomo. Se designa con el símbolo A.

Cuando se habla de un núcleo atómico específico, se suele utilizar el término nucleido, y las partículas nucleares, protones y neutrones, se denominan colectivamente nucleones.

Número atómico. El número atómico de un elemento es el número de protones en el núcleo de su átomo. Se denota con el símbolo Z. El número atómico está relacionado con el número másico mediante la siguiente relación:

donde N es el número de neutrones en el núcleo de un átomo.

Cada elemento químico se caracteriza por un número atómico específico. En otras palabras, no pueden haber dos elementos con el mismo número atómico. El número atómico no sólo es igual al número de protones en el núcleo de los átomos de un elemento dado, sino también al número de electrones que rodean el núcleo del átomo. Esto se explica por el hecho de que el átomo en su conjunto es una partícula eléctricamente neutra. Por tanto, el número de protones en el núcleo de un átomo es igual al número de electrones que rodean el núcleo. Esta afirmación no se aplica a los iones, que, por supuesto, son partículas cargadas.

La primera prueba experimental del número atómico de los elementos* la obtuvo en 1913 Henry Moseley, que trabajaba en Oxford. Bombardeó objetivos de metal sólido con rayos catódicos. (En 1909, Barkla y Kayi ya habían demostrado que cualquier elemento sólido, cuando se bombardea con un haz rápido de rayos catódicos, emite rayos X característicos de ese elemento.) Moseley analizó los rayos X característicos utilizando una técnica de registro fotográfico. Descubrió que la longitud de onda de la radiación de rayos X característica aumenta al aumentar el peso atómico (masa) del metal y demostró que la raíz cuadrada de la frecuencia de esta radiación de rayos X es directamente proporcional a un número entero, que designó con el símbolo Z.

Moseley descubrió que este número era aproximadamente la mitad del valor de la masa atómica. Llegó a la conclusión de que este número (el número atómico de un elemento) es una propiedad fundamental de sus átomos. Resultó ser igual al número de protones en un átomo de un elemento dado. Así, Moseley relacionó la frecuencia de la radiación de rayos X característica con el número de serie del elemento emisor (ley de Moseley). Esta ley fue de gran importancia para establecer la ley periódica de los elementos químicos y establecer el significado físico del número atómico de los elementos.

Las investigaciones de Moseley le permitieron predecir la existencia de tres elementos que faltaban en la tabla periódica de aquella época, con números atómicos 43, 61 y 75. Estos elementos fueron descubiertos posteriormente y recibieron los nombres de tecnecio, prometio y renio, respectivamente.

Símbolos de nucleidos. Es habitual indicar el número másico de un nucleido como superíndice y el número atómico como subíndice a la izquierda del símbolo del elemento. Por ejemplo, la notación 1IC significa que este nucleido de carbono (como todos los demás nucleidos de carbono) tiene un número atómico 6. Este nucleido en particular tiene un número másico de 12. Otro nucleido de carbono tiene el símbolo 14C. Dado que todos los nucleidos de carbono tienen un número atómico 6, el El nucleido especificado a menudo se escribe como 14C o carbono-14.

Isótopos. Los isótopos son variedades atómicas de un elemento con diferentes propiedades. Se diferencian en el número de neutrones en su núcleo. Por tanto, los isótopos de un mismo elemento tienen el mismo número atómico pero diferentes números másicos. En mesa La tabla 1.1 muestra los valores del número másico A, el número atómico Z y el número de neutrones N en el núcleo de los átomos de cada uno de los tres isótopos de carbono.

Tabla 1.1. Isótopos de carbono

Contenido isotópico de elementos. En la mayoría de los casos, cada elemento es una mezcla de diferentes isótopos. El contenido de cada isótopo en dicha mezcla se llama abundancia isotópica. Por ejemplo, el silicio se encuentra en compuestos que se encuentran en la naturaleza con abundancias isotópicas naturales de 92,28% 28Si, 4,67% 29Si y 3,05% 30Si. Tenga en cuenta que la abundancia isotópica total del elemento debe ser exactamente del 100%. El contenido isotópico relativo de cada uno de estos isótopos es 0,9228, 0,0467 y 0,0305, respectivamente. La suma de estos números es exactamente 1,0000.

Unidad de masa atómica (uma). Actualmente, la masa del nucleido X|C se acepta como estándar para determinar la unidad de masa atómica. A este nucleido se le asigna una masa de 12,0000 uma. Por tanto, una unidad de masa atómica es igual a una doceava parte de la masa de ese nucleido. El verdadero valor de la unidad de masa atómica es 1,661 Yu-27 kg. Las tres partículas fundamentales que forman el átomo tienen las siguientes masas:

masa de protones = 1,007277 uma masa de neutrones = 1,008 665 uma masa del electrón = 0,000 548 6 a. comer.

Con estos valores, puede calcular la masa isotópica de cada nucleido específico. Por ejemplo, la masa isotópica del nucleido 3JCl es la suma de las masas de 17 protones, 18 neutrones y 17 electrones:

17(1,007277 uma) + 18(1,008665 uma) + + 17 (0,0005486 uma) = 35,289005 uma. comer.

Sin embargo, datos experimentales precisos indican que la masa del isótopo 37C1 tiene un valor de 34,968 · 85 a. uma La discrepancia entre los valores calculados y encontrados experimentalmente es 0,32016 uma. Se llama defecto masivo; El motivo del defecto masivo se explica en la sección. 1.3.

Una de las propiedades fundamentales de los átomos es su masa. Masa absoluta (verdadera) de un átomo– el valor es extremadamente pequeño. Es imposible pesar átomos en una balanza porque no existen balanzas tan precisas. Sus masas se determinaron mediante cálculos.

Por ejemplo, la masa de un átomo de hidrógeno es 0,000 000 000 000 000 000 000 001 663 gramos. La masa de un átomo de uranio, uno de los átomos más pesados, es de aproximadamente 0,000 000 000 000 000 000 000 4 gramos.

La masa exacta del átomo de uranio es 3,952 ∙ 10-22 g, y la del átomo de hidrógeno, el más ligero de todos los átomos, es 1,673 ∙ 10-24 g.

Es inconveniente realizar cálculos con números pequeños. Por tanto, en lugar de las masas absolutas de los átomos, se utilizan sus masas relativas.

Masa atómica relativa

La masa de cualquier átomo se puede juzgar comparándola con la masa de otro átomo (encontrar la relación entre sus masas). Desde la determinación de las masas atómicas relativas de los elementos, se han utilizado varios átomos como comparación. Hubo un tiempo en que los átomos de hidrógeno y oxígeno eran estándares únicos para comparar.

Se adopta una escala unificada de masas atómicas relativas y una nueva unidad de masa atómica. Congreso Internacional de Físicos (1960) y unificado por el Congreso Internacional de Químicos (1961).

Hasta el día de hoy, el estándar de comparación es 1/12 de la masa de un átomo de carbono. Este valor se llama unidad de masa atómica, abreviado a.u.m.

Unidad de masa atómica (uma): masa de 1/12 de un átomo de carbono

Comparemos cuántas veces la masa absoluta de un átomo de hidrógeno y uranio difiere de 1 uma, para ello dividimos estos números entre sí:

Los valores obtenidos en los cálculos son las masas atómicas relativas de los elementos - en relación con 1/12 de la masa de un átomo de carbono.

Por tanto, la masa atómica relativa del hidrógeno es aproximadamente 1 y la del uranio es 238. Tenga en cuenta que la masa atómica relativa no tiene unidades de medida, ya que las unidades de masa absoluta (gramos) se cancelan al dividir.

Las masas atómicas relativas de todos los elementos se indican en la Tabla periódica de elementos químicos de D.I. Mendeleev. El símbolo utilizado para indicar la masa atómica relativa es Аr (la letra r es una abreviatura de la palabra relativo, que significa relativo).

Las masas atómicas relativas de los elementos se utilizan en muchos cálculos. Como regla general, los valores dados en la tabla periódica se redondean a números enteros. Tenga en cuenta que los elementos de la tabla periódica están ordenados según sus masas atómicas relativas crecientes.

Por ejemplo, utilizando la tabla periódica determinamos las masas atómicas relativas de varios elementos:

Ar(O) = 16; Ar(Na) = 23; Ar(P) = 31.
¡La masa atómica relativa del cloro generalmente se escribe como 35,5!
Ar(Cl) = 35,5

• Las masas atómicas relativas son proporcionales a las masas absolutas de los átomos.
• El estándar para determinar la masa atómica relativa es 1/12 de la masa de un átomo de carbono.
• 1 uma = 1,662 ∙ 10−24 gramos
• La masa atómica relativa se denota por Ar
• Para los cálculos, los valores de masas atómicas relativas se redondean a números enteros, a excepción del cloro, para el cual Ar = 35,5
• La masa atómica relativa no tiene unidades de medida.

Actualmente, se considera que la unidad de masa atómica es igual a 1/12 de la masa de un átomo neutro del isótopo más común de carbono 12 C, por lo que la masa atómica de este isótopo, por definición, es exactamente 12. La diferencia entre la masa atómica de un isótopo y su número másico se llama exceso de masa (generalmente expresado en MeV). Puede ser positivo o negativo; la razón de su aparición es la dependencia no lineal de la energía de enlace de los núcleos del número de protones y neutrones, así como la diferencia en las masas de un protón y un neutrón.

La dependencia de la masa atómica de un isótopo del número de masa es la siguiente: el exceso de masa es positivo para el hidrógeno-1, al aumentar el número de masa disminuye y se vuelve negativo hasta alcanzar un mínimo para el hierro-56, luego comienza a crece y aumenta a valores positivos para los nucleidos pesados. Esto corresponde al hecho de que la fisión de núcleos más pesados ​​que el hierro libera energía, mientras que la fisión de núcleos ligeros requiere energía. Por el contrario, la fusión de núcleos más ligeros que el hierro libera energía, mientras que la fusión de elementos más pesados ​​que el hierro requiere energía adicional.

Historia

Hasta la década de 1960, la masa atómica se definía de modo que el nucleido oxígeno-16 tuviera una masa atómica de 16 (escala de oxígeno). Sin embargo, la proporción de oxígeno-17 y oxígeno-18 en el oxígeno natural, que también se utilizó en los cálculos de masa atómica, dio como resultado dos tablas diferentes de masas atómicas. Los químicos utilizaron una escala basada en que la mezcla natural de isótopos de oxígeno tendría una masa atómica de 16, mientras que los físicos asignaron el mismo número de 16 a la masa atómica del isótopo más común del oxígeno (que tiene ocho protones y ocho neutrones). ).

Enlaces

Fundación Wikimedia. 2010.

Vea qué es “masa atómica” en otros diccionarios:

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MASA ATOMICA- cantidad adimensional. A. m. masa de un átomo químico. elemento expresado en unidades atómicas (ver) ... Gran Enciclopedia Politécnica

- (término obsoleto peso atómico), el valor relativo de la masa de un átomo, expresado en unidades de masa atómica (u.m.a.). A.m. es menor que la suma de las masas de los átomos constituyentes por defecto de masa. A. m. fue tomado como base por D. I. Mendeleev. característica del elemento cuando... ... Enciclopedia física

masa atomica- - [Ya.N.Luginsky, M.S.Fezi Zhilinskaya, Yu.S.Kabirov. Diccionario inglés-ruso de ingeniería eléctrica e ingeniería energética, Moscú, 1999] Temas de ingeniería eléctrica, conceptos básicos EN peso atómico ... Guía del traductor técnico

La masa de un átomo, expresada en unidades de masa atómica. La masa atómica de un elemento químico que consiste en una mezcla de isótopos se considera el valor promedio de la masa atómica de los isótopos, teniendo en cuenta su contenido porcentual (este valor se da en periódicos... ... diccionario enciclopédico

El concepto de esta cantidad ha sufrido cambios a largo plazo de acuerdo con los cambios en el concepto de átomos. Según la teoría de Dalton (1803), todos los átomos de un mismo elemento químico son idénticos y su masa atómica es un número igual a... ... Enciclopedia de Collier

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