Muchos experimentos muestran que tamaño molecular pequeñito. El tamaño lineal de una molécula o átomo se puede encontrar de varias formas. Por ejemplo, con la ayuda de un microscopio electrónico se obtienen fotografías de algunas moléculas grandes, y con la ayuda de un proyector de iones (microscopio de iones) no solo se puede estudiar la estructura de los cristales, sino también determinar la distancia entre los átomos individuales de una molécula.
Utilizando los logros de la tecnología experimental moderna, fue posible determinar las dimensiones lineales de átomos y moléculas simples, que son de aproximadamente 10 a 8 cm. Las dimensiones lineales de átomos y moléculas complejos son mucho mayores. Por ejemplo, el tamaño de una molécula de proteína es 43 * 10 -8 cm.
Para caracterizar los átomos se utiliza el concepto de radios atómicos, que permite estimar aproximadamente distancias interatómicas en moléculas, líquidos o sólidos, ya que los átomos no tienen límites claros de tamaño. Eso es radio atómico- esta es la esfera en la que está contenida la mayor parte de la densidad electrónica del átomo (al menos 90...95%).
El tamaño de la molécula es tan pequeño que sólo se puede imaginar mediante comparaciones. Por ejemplo, una molécula de agua es tantas veces más pequeña que una manzana grande, como la manzana es más pequeña que el globo terráqueo.
mol de sustancia
Las masas de moléculas y átomos individuales son muy pequeñas, por lo que en los cálculos es más conveniente utilizar valores de masa relativos que absolutos.
Peso molecular relativo(o masa atómica relativa) de una sustancia M r es la relación entre la masa de una molécula (o átomo) de una sustancia determinada y 1/12 de la masa de un átomo de carbono.
Señor r = (m 0) : (m 0C / 12)
donde m 0 es la masa de una molécula (o átomo) de una sustancia determinada, m 0C es la masa de un átomo de carbono.
La masa molecular (o atómica) relativa de una sustancia muestra cuántas veces la masa de una molécula de una sustancia es mayor que 1/12 de la masa del isótopo de carbono C12. La masa molecular (atómica) relativa se expresa en unidades de masa atómica.
unidad de masa atómica– esto es 1/12 de la masa del isótopo de carbono C12. Mediciones precisas mostraron que la unidad de masa atómica es 1.660 * 10 -27 kg, es decir
1 uma = 1.660 * 10 -27 kg
La masa molecular relativa de una sustancia se puede calcular sumando las masas atómicas relativas de los elementos que forman la molécula de la sustancia. La masa atómica relativa de los elementos químicos se indica en la tabla periódica de elementos químicos por D.I. Mendeleev.
En el sistema periódico D.I. Se indica Mendeleev para cada elemento. masa atómica, que se mide en unidades de masa atómica (uma). Por ejemplo, la masa atómica del magnesio es 24,305 uma, es decir, el magnesio pesa el doble que el carbono, ya que la masa atómica del carbono es 12 uma. (Esto se desprende del hecho de que 1 uma = 1/12 de la masa del isótopo de carbono, que constituye la mayor parte del átomo de carbono).
¿Por qué medir la masa de moléculas y átomos en uma si hay gramos y kilogramos? Por supuesto, puede utilizar estas unidades de medida, pero será muy inconveniente escribir (para escribir la masa, será necesario utilizar demasiados números). Para encontrar la masa de un elemento en kilogramos, debes multiplicar la masa atómica del elemento por 1 uma. La masa atómica se encuentra según la tabla periódica (escrita a la derecha de la letra que designa el elemento). Por ejemplo, el peso de un átomo de magnesio en kilogramos sería:
m 0Mg = 24,305 * 1 a.u.m. = 24,305 * 1,660 * 10 -27 = 40,3463 * 10 -27 kg
La masa de una molécula se puede calcular sumando las masas de los elementos que forman la molécula. Por ejemplo, la masa de una molécula de agua (H 2 O) será igual a:
m 0H2O = 2 * m 0H + m 0O = 2 * 1,00794 + 15,9994 = 18,0153 a.m. = 29,905 * 10 -27 kg
Lunar igual a la cantidad de sustancia en un sistema que contiene el mismo número de moléculas que átomos hay en 0,012 kg de carbono C 12. Es decir, si tenemos un sistema con cualquier sustancia, y en este sistema hay tantas moléculas de esta sustancia como átomos en 0,012 kg de carbono, entonces podemos decir que en este sistema tenemos 1 mol de sustancia.
la constante de avogadro
Cantidad de sustanciaν es igual a la relación entre el número de moléculas de un cuerpo dado y el número de átomos en 0,012 kg de carbono, es decir, el número de moléculas en 1 mol de una sustancia.
ν = norte / norte un
donde N es el número de moléculas en un cuerpo dado, N A es el número de moléculas en 1 mol de la sustancia que compone el cuerpo.
N A es la constante de Avogadro. La cantidad de una sustancia se mide en moles.
la constante de avogadro es el número de moléculas o átomos que hay en 1 mol de una sustancia. Esta constante lleva el nombre del químico y físico italiano. Amedeo Avogadro (1776 – 1856).
1 mol de cualquier sustancia contiene la misma cantidad de partículas.
N A = 6,02 * 10 23 mol -1
masa molar es la masa de una sustancia tomada en la cantidad de un mol:
μ = metro 0 * norte un
donde m 0 es la masa de la molécula.
La masa molar se expresa en kilogramos por mol (kg/mol = kg*mol -1).
La masa molar está relacionada con la masa molecular relativa mediante:
μ = 10 -3 * Señor r [kg*mol -1 ]
La masa de cualquier cantidad de sustancia m es igual al producto de la masa de una molécula m 0 por el número de moléculas:
metro = metro 0 norte = metro 0 norte un ν = μν
La cantidad de una sustancia es igual a la relación entre la masa de la sustancia y su masa molar:
ν = metro/μ
La masa de una molécula de una sustancia se puede encontrar si se conocen la masa molar y la constante de Avogadro:
m 0 = m / N = m / νN A = μ / N A
Se logra una determinación más precisa de la masa de átomos y moléculas utilizando un espectrómetro de masas, un dispositivo en el que un haz de partículas cargadas se separa en el espacio en función de su masa de carga mediante campos eléctricos y magnéticos.
Por ejemplo, encontremos la masa molar de un átomo de magnesio. Como descubrimos anteriormente, la masa de un átomo de magnesio es m0Mg = 40,3463 * 10 -27 kg. Entonces la masa molar será:
μ = m 0Mg * N A = 40,3463 * 10 -27 * 6,02 * 10 23 = 2,4288 * 10 -2 kg/mol
Es decir, en un mol “caben” 2,4288 * 10 -2 kg de magnesio. Bueno, o unos 24,28 gramos.
Como podemos ver, la masa molar (en gramos) es casi igual a la masa atómica indicada para el elemento en la tabla periódica. Por tanto, a la hora de indicar la masa atómica, suelen hacer esto:
La masa atómica del magnesio es 24,305 uma. (g/mol).
Parte I
1. La cantidad de sustancia se mide en moles, milimoles (1000 veces menos que 1 mol) y kilomoles (1000 veces más que 1 mol).
2. La masa se mide en mg, g, kg.
3. Hay masas molares, milimolares y kilomolares, que se miden en consecuencia. en mg/mmol, g/mol, kg/kmol.
4. El volumen se mide en ml, l, m3 y volúmenes milimolares, molares y kilomolares - en ml/mmol, l/mol, m3/kmol.
5. Complete la tabla “Relación de algunas cantidades físicas y químicas y sus unidades”.
6. Completa la tabla haciendo los cálculos necesarios.
Parte II
1. ¿Cuántas moléculas hay en 513 mg de sacarosa?
2. Calcule la masa (n.s.) de 89,6 m3 de nitrógeno.
3. Plantea una condición para el problema si la masa de una sustancia gaseosa se da en kilogramos, pero necesitas encontrar el volumen (n.s.).
4. Calcule el número de moléculas en 147 mg de ácido sulfúrico.
5. El número de moléculas de metano es igual a . Calcula su masa.
6. ¿Qué cantidad de sustancia hay en 945 mg de fosfato cálcico Ca3(PO4)2?
7. ¿Qué mismo volumen de aire (en las mismas condiciones) tendrá la mayor masa?
1) aire seco
2) aire húmedo
Justifica tu elección.
2) Aire húmedo, ya que será más pesado que el aire seco por la masa de vapor de agua que contiene el aire húmedo.
La química es la ciencia de las sustancias y sus transformaciones entre sí.
Las sustancias son sustancias químicamente puras.
Una sustancia químicamente pura es un conjunto de moléculas que tienen la misma composición cualitativa y cuantitativa y la misma estructura.
CH3-O-CH3-
CH3-CH2-OH
Molécula: las partículas más pequeñas de una sustancia que tienen todas sus propiedades químicas; una molécula está formada por átomos.
Un átomo es una partícula químicamente indivisible a partir de la cual se forman las moléculas. (para los gases nobles la molécula y el átomo son iguales, He, Ar)
Un átomo es una partícula eléctricamente neutra que consta de un núcleo cargado positivamente alrededor del cual se distribuyen electrones cargados negativamente según sus leyes estrictamente definidas. Además, la carga total de los electrones es igual a la carga del núcleo.
El núcleo de un átomo está formado por protones (p) y neutrones (n) cargados positivamente que no llevan carga alguna. El nombre común de los neutrones y protones es nucleones. La masa de protones y neutrones es casi la misma.
Los electrones (e -) llevan una carga negativa igual a la carga de un protón. La masa de e es aproximadamente el 0,05% de la masa del protón y el neutrón. Por tanto, toda la masa de un átomo se concentra en su núcleo.
El número p en un átomo, igual a la carga del núcleo, se llama número de serie (Z), ya que el átomo es eléctricamente neutro;
El número másico (A) de un átomo es la suma de protones y neutrones en el núcleo. En consecuencia, el número de neutrones en un átomo es igual a la diferencia entre A y Z (número másico del átomo y número atómico (N=A-Z).
17 35 Cl ð=17, N=18, Z=17. 17р + , 18n 0 , 17е - .
Nucleones
Las propiedades químicas de los átomos están determinadas por su estructura electrónica (número de electrones), que es igual al número atómico (carga nuclear). Por tanto, todos los átomos con la misma carga nuclear se comportan químicamente de la misma manera y se calculan como átomos de un mismo elemento químico.
Un elemento químico es un conjunto de átomos con la misma carga nuclear. (110 elementos químicos).
Los átomos, que tienen la misma carga nuclear, pueden diferir en su número másico, lo que está asociado con un número diferente de neutrones en sus núcleos.
Los átomos que tienen el mismo Z pero diferente número másico se llaman isótopos.
17 35 Cl 17 37 Cl
Isótopos de hidrógeno H:
Designación: 1 1 N 1 2 D 1 3 T
Nombre: protio deuterio tritio
Composición del núcleo: 1р 1р+1n 1р+2n
El protio y el deuterio son estables.
El tritio se desintegra (radiactivo) Se utiliza en bombas de hidrógeno.
Unidad de masa atómica. El número de Avogadro. Mol.
Las masas de los átomos y las moléculas son muy pequeñas (aproximadamente 10 -28 a 10 -24 g); para poder representarlas de manera práctica, es aconsejable introducir su propia unidad de medida, lo que conducirá a una escala cómoda y familiar.
Dado que la masa de un átomo se concentra en su núcleo, formado por protones y neutrones de masa casi igual, es lógico tomar la masa de un nucleón como unidad de masa atómica.
Acordamos tomar una doceava parte del isótopo de carbono, que tiene una estructura nuclear simétrica (6p+6n), como unidad de masa de átomos y moléculas. Esta unidad se llama unidad de masa atómica (uma), y es numéricamente igual a la masa de un nucleón. En esta escala, las masas de los átomos se aproximan a valores enteros: He-4; Al-27; Ra-226 a.u.m……
Calculemos la masa de 1 uma en gramos.
1/12 (12°C) 
= =1,66*10-24 g/a.u.m.
Calculemos cuántas uma contiene 1g.
norte A = 6,02 *-Número de Avogadro
La relación resultante se llama número de Avogadro y muestra cuántas uma contiene 1 g.
Las masas atómicas dadas en la tabla periódica se expresan en uma.
La masa molecular es la masa de una molécula, expresada en uma, y se encuentra como la suma de las masas de todos los átomos que forman una molécula determinada.
m(1 molécula H 2 SO 4)= 1*2+32*1+16*4= 98 a.u.
Para pasar de uma a 1 g, que se utiliza prácticamente en química, se introdujo un cálculo porciones de la cantidad de una sustancia, y cada porción contenía el número N A de unidades estructurales (átomos, moléculas, iones, electrones). En este caso, la masa de dicha porción, denominada 1 mol, expresada en gramos, es numéricamente igual a la masa atómica o molecular expresada en uma.
Encontremos la masa de 1 mol de H 2 SO 4:
M(1 mol H2SO4)=
98a.u.m*1.66**6.02*=
Como puede ver, las masas moleculares y molares son numéricamente iguales.
1 mol– la cantidad de una sustancia que contiene el número de Avogadro de unidades estructurales (átomos, moléculas, iones).
Peso molecular (M)- la masa de 1 mol de una sustancia, expresada en gramos.
Cantidad de sustancia - V (mol); masa de sustancia m(g); masa molar M(g/mol) - relacionado por la relación: V=;
2H2O+O2 2H2O
2 moles 1 mol
2.Leyes básicas de la química.
La ley de constancia de la composición de una sustancia: una sustancia químicamente pura, independientemente del método de preparación, siempre tiene una composición cualitativa y cuantitativa constante.
CH3+2O2=CO2+2H2O
NaOH+HCl=NaCl+H2O
Las sustancias con una composición constante se llaman daltonitas. Como excepción, se conocen sustancias de composición inalterada: bertolitas (óxidos, carburos, nitruros).
Ley de conservación de la masa (Lomonosov): la masa de las sustancias que entran en una reacción es siempre igual a la masa de los productos de la reacción. De esto se deduce que los átomos no desaparecen durante la reacción y no se forman, pasan de una sustancia a otra; Esta es la base para la selección de coeficientes en la ecuación de una reacción química; el número de átomos de cada elemento en los lados izquierdo y derecho de la ecuación debe ser igual.
Ley de equivalentes: en reacciones químicas, las sustancias reaccionan y se forman en cantidades iguales al equivalente (cuántos equivalentes de una sustancia se consumen, exactamente la misma cantidad de equivalentes se consumen o se forman a partir de otra sustancia).
Equivalente es la cantidad de una sustancia que, durante una reacción, agrega, reemplaza o libera un mol de átomos de H (iones). La masa equivalente expresada en gramos se llama masa equivalente (E).
Leyes de los gases
Ley de Dalton: la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de todos los componentes de la mezcla de gases.
Ley de Avogadro: Volúmenes iguales de diferentes gases en las mismas condiciones contienen el mismo número de moléculas.
Consecuencia: un mol de cualquier gas en condiciones normales (t=0 grados o 273K y P=1 atmósfera o 101255 Pascal o 760 mm Hg. Col.) ocupa V=22,4 litros.
El V que ocupa un mol de gas se llama volumen molar Vm.
Conociendo el volumen de gas (mezcla de gases) y Vm en determinadas condiciones, es fácil calcular la cantidad de gas (mezcla de gases) =V/Vm.
La ecuación de Mendeleev-Clapeyron relaciona la cantidad de gas con las condiciones en las que se encuentra. pV=(m/M)*RT= *RT
Cuando se utiliza esta ecuación, todas las cantidades físicas deben expresarse en SI: p-presión del gas (pascal), V-volumen del gas (litros), m-masa del gas (kg), M-masa molar (kg/mol), T- temperatura en escala absoluta (K), Nu-cantidad de gas (mol), R-constante de gas = 8,31 J/(mol*K).
D - la densidad relativa de un gas en comparación con otro - la relación entre gas M y gas M, elegida como estándar, muestra cuántas veces un gas es más pesado que otro D = M1 / M2.
Métodos de expresión de la composición de una mezcla de sustancias.
Fracción de masa W - la relación entre la masa de la sustancia y la masa de toda la mezcla W=((m mezcla)/(m solución))*100%
La fracción molar æ es la relación entre el número de sustancias y el número total de todas las sustancias. en la mezcla.
La mayoría de los elementos químicos de la naturaleza están presentes como una mezcla de diferentes isótopos; Conociendo la composición isotópica de un elemento químico, expresada en fracciones molares, se calcula el valor medio ponderado de la masa atómica de este elemento, que se convierte en ISHE. А= Σ (æi*Аi)= æ1*А1+ æ2*А2+…+ æn*Аn, donde æi es la fracción molar del i-ésimo isótopo, Аi es la masa atómica del i-ésimo isótopo.
La fracción de volumen (φ) es la relación entre Vi y el volumen de toda la mezcla. φi=Vi/VΣ
Conociendo la composición volumétrica de la mezcla de gases, se calcula el Mav de la mezcla de gases. Мср= Σ (φi*Mi)= φ1*М1+ φ2*М2+…+ φn*Мn
Masa atómica es la suma de las masas de todos los protones, neutrones y electrones que forman un átomo o molécula. En comparación con los protones y neutrones, la masa de los electrones es muy pequeña, por lo que no se tiene en cuenta en los cálculos. Aunque esto no es formalmente correcto, el término se utiliza a menudo para referirse a la masa atómica promedio de todos los isótopos de un elemento. En realidad, esto es masa atómica relativa, también llamada peso atómico elemento. El peso atómico es el promedio de las masas atómicas de todos los isótopos de un elemento que se encuentran en la naturaleza. Los químicos deben diferenciar entre estos dos tipos de masa atómica cuando realizan su trabajo; un valor de masa atómica incorrecto puede, por ejemplo, dar como resultado un resultado incorrecto para el rendimiento de una reacción.
Pasos
Encontrar la masa atómica de la tabla periódica de elementos.
- La unidad de masa atómica caracteriza la masa. un mol de un elemento dado en gramos. Esta cantidad es muy útil en cálculos prácticos, ya que se puede utilizar para convertir fácilmente la masa de un número determinado de átomos o moléculas de una sustancia determinada en moles, y viceversa.
-
Encuentra la masa atómica en la tabla periódica. La mayoría de las tablas periódicas estándar contienen las masas atómicas (pesos atómicos) de cada elemento. Por lo general, aparecen como un número en la parte inferior de la celda del elemento, debajo de las letras que representan el elemento químico. Por lo general, no se trata de un número entero, sino de una fracción decimal.
Recuerda que la tabla periódica da las masas atómicas promedio de los elementos. Como se señaló anteriormente, las masas atómicas relativas dadas para cada elemento en la tabla periódica son el promedio de las masas de todos los isótopos del átomo. Este valor promedio es valioso para muchos propósitos prácticos: por ejemplo, se utiliza para calcular la masa molar de moléculas que constan de varios átomos. Sin embargo, cuando se trata de átomos individuales, este valor normalmente no es suficiente.
- Dado que la masa atómica promedio es un promedio de varios isótopos, el valor que se muestra en la tabla periódica no es preciso el valor de la masa atómica de cualquier átomo.
- Las masas atómicas de los átomos individuales deben calcularse teniendo en cuenta el número exacto de protones y neutrones en un solo átomo.
Cálculo de la masa atómica de un átomo individual.
-
Encuentre el número atómico de un elemento dado o su isótopo. El número atómico es el número de protones en los átomos de un elemento y nunca cambia. Por ejemplo, todos los átomos de hidrógeno, y solo tienen un protón. El número atómico del sodio es 11 porque tiene once protones en su núcleo, mientras que el número atómico del oxígeno es ocho porque tiene ocho protones en su núcleo. Puede encontrar el número atómico de cualquier elemento en la tabla periódica; en casi todas sus versiones estándar, este número se indica encima de la letra que designa el elemento químico. El número atómico es siempre un número entero positivo.
- Supongamos que estamos interesados en el átomo de carbono. Los átomos de carbono siempre tienen seis protones, por lo que sabemos que su número atómico es 6. Además, vemos que en la tabla periódica, en la parte superior de la celda con el carbono (C) está el número "6", lo que indica que el átomo El número de carbonos es seis.
- Tenga en cuenta que el número atómico de un elemento no está únicamente relacionado con su masa atómica relativa en la tabla periódica. Aunque, especialmente para los elementos en la parte superior de la tabla, puede parecer que la masa atómica de un elemento es el doble de su número atómico, nunca se calcula multiplicando el número atómico por dos.
-
Calcula el número de neutrones en el núcleo. El número de neutrones puede ser diferente para diferentes átomos de un mismo elemento. Cuando dos átomos de un mismo elemento con el mismo número de protones tienen diferente número de neutrones, son isótopos diferentes de ese elemento. A diferencia del número de protones, que nunca cambia, el número de neutrones en los átomos de un elemento determinado a menudo puede cambiar, por lo que la masa atómica promedio de un elemento se escribe como una fracción decimal con un valor entre dos números enteros adyacentes.
Suma el número de protones y neutrones. Esta será la masa atómica de este átomo. Ignore la cantidad de electrones que rodean el núcleo; su masa total es extremadamente pequeña, por lo que prácticamente no tienen ningún efecto en sus cálculos.
Calcular la masa atómica relativa (peso atómico) de un elemento
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Determine qué isótopos están presentes en la muestra. Los químicos suelen determinar las proporciones de isótopos de una muestra en particular utilizando un instrumento especial llamado espectrómetro de masas. Sin embargo, durante la formación, estos datos se le proporcionarán en tareas, pruebas, etc., en forma de valores tomados de la literatura científica.
- En nuestro caso, digamos que estamos ante dos isótopos: carbono-12 y carbono-13.
-
Determine la abundancia relativa de cada isótopo en la muestra. Para cada elemento, se encuentran diferentes isótopos en diferentes proporciones. Estas proporciones casi siempre se expresan como porcentajes. Algunos isótopos son muy comunes, mientras que otros son muy raros, a veces tan raros que son difíciles de detectar. Estos valores pueden determinarse mediante espectrometría de masas o encontrarse en un libro de referencia.
- Supongamos que la concentración de carbono-12 es del 99% y la de carbono-13 es del 1%. Otros isótopos de carbono en realidad existen, pero en cantidades tan pequeñas que en este caso pueden despreciarse.
-
Multiplica la masa atómica de cada isótopo por su concentración en la muestra. Multiplica la masa atómica de cada isótopo por su abundancia porcentual (expresada como decimal). Para convertir porcentajes a decimal, simplemente divídalos entre 100. Las concentraciones resultantes siempre deben sumar 1.
- Nuestra muestra contiene carbono-12 y carbono-13. Si el carbono-12 constituye el 99% de la muestra y el carbono-13 constituye el 1%, entonces multiplique 12 (la masa atómica del carbono-12) por 0,99 y 13 (la masa atómica del carbono-13) por 0,01.
- Los libros de referencia dan porcentajes basados en las cantidades conocidas de todos los isótopos de un elemento en particular. La mayoría de los libros de texto de química contienen esta información en una tabla al final del libro. Para la muestra en estudio, las concentraciones relativas de isótopos también se pueden determinar utilizando un espectrómetro de masas.
-
Sume los resultados. Resume los resultados de la multiplicación que obtuviste en el paso anterior. Como resultado de esta operación, encontrará la masa atómica relativa de su elemento: el valor promedio de las masas atómicas de los isótopos del elemento en cuestión. Cuando se considera un elemento como un todo, en lugar de un isótopo específico de un elemento determinado, este es el valor utilizado.
- En nuestro ejemplo, 12 x 0,99 = 11,88 para el carbono-12 y 13 x 0,01 = 0,13 para el carbono-13. La masa atómica relativa en nuestro caso es 11,88 + 0,13 = 12,01 .
- Algunos isótopos son menos estables que otros: se descomponen en átomos de elementos con menos protones y neutrones en el núcleo, liberando partículas que forman el núcleo atómico. Estos isótopos se denominan radiactivos.
Aprende cómo se escribe la masa atómica. La masa atómica, es decir, la masa de un átomo o molécula determinado, se puede expresar en unidades estándar del SI: gramos, kilogramos, etc. Sin embargo, debido a que las masas atómicas expresadas en estas unidades son extremadamente pequeñas, a menudo se escriben en unidades de masa atómica unificadas, o uma para abreviar. – unidades de masa atómica. Una unidad de masa atómica es igual a 1/12 de la masa del isótopo estándar carbono-12.
unidad de masa atómica(designación A. e.m.), ella es dalton, - una unidad de masa extrasistémica, utilizada para las masas de moléculas, átomos, núcleos atómicos y partículas elementales. Recomendado para su uso por IUPAP en 1960 y IUPAC en 1961. Se recomiendan oficialmente los términos en inglés. unidad de masa atómica (uma) y más preciso - unidad de masa atómica unificada (u.a.m.u.)(una unidad de masa atómica universal, pero se utiliza con menos frecuencia en fuentes científicas y técnicas en ruso).
La unidad de masa atómica se expresa en términos de la masa del nucleido de carbono 12 C. 1 a. e.m. es igual a una doceava parte de la masa de este nucleido en estado nuclear y atómico natural. Establecido en 1997 en la segunda edición del Manual de términos de la IUPAC, el valor numérico es 1 a. e.m. ≈ 1.6605402(10) ∙ 10 −27 kg ≈ 1.6605402(10) ∙ 10 −24 g.
Por otra parte, 1a. e.m. es el recíproco del número de Avogadro, es decir, 1/N A g. Esta elección de unidad de masa atómica es conveniente porque la masa molar de un elemento dado, expresada en gramos por mol, coincide exactamente con la masa de un átomo de este. elemento, expresado en A. e.m.
Historia
El concepto de masa atómica fue introducido por John Dalton en 1803; la unidad de medida de la masa atómica fue por primera vez la masa del átomo de hidrógeno (la llamada masa atómica); escala de hidrógeno). En 1818, Berzelius publicó una tabla de masas atómicas relativas a la masa atómica del oxígeno, que se consideró 103. El sistema de masas atómicas de Berzelius prevaleció hasta la década de 1860, cuando los químicos adoptaron nuevamente la escala del hidrógeno. Pero en 1906 cambiaron a la escala del oxígeno, según la cual se tomó 1/16 de la masa atómica del oxígeno como unidad de masa atómica. Después del descubrimiento de los isótopos de oxígeno (16 O, 17 O, 18 O), las masas atómicas comenzaron a indicarse en dos escalas: la química, que se basaba en 1/16 de la masa promedio de un átomo de oxígeno natural, y la física, con una unidad de masa igual a 1/16 de la masa de un átomo nucleido 16 O. El uso de dos escalas tenía una serie de desventajas, como resultado de lo cual en 1961 cambiaron a una única escala de carbono.
