Molekulių masė ir dydis. Kaip apskaičiuoti atominę masę

Daugelis eksperimentų tai rodo molekulinis dydis labai mažas. Linijinį molekulės ar atomo dydį galima rasti įvairiais būdais. Pavyzdžiui, naudojant elektroninį mikroskopą, gaunamos kai kurių didelių molekulių nuotraukos, o naudojant jonų projektorių (joninį mikroskopą) galima ne tik ištirti kristalų struktūrą, bet ir nustatyti atstumą tarp atskirų molekulės atomų.

Naudojant šiuolaikinių eksperimentinių technologijų pasiekimus buvo galima nustatyti paprastų atomų ir molekulių linijinius matmenis, kurie yra apie 10-8 cm Sudėtingų atomų ir molekulių linijiniai matmenys yra daug didesni. Pavyzdžiui, baltymo molekulės dydis yra 43 * 10 -8 cm.

Atomams apibūdinti naudojama atominių spindulių sąvoka, kuri leidžia apytiksliai įvertinti tarpatominius atstumus molekulėse, skysčiuose ar kietose medžiagose, nes atomai neturi aiškių dydžio ribų. Tai yra atominis spindulys- tai sfera, kurioje yra didžioji atomo elektronų tankio dalis (mažiausiai 90...95%).

Molekulės dydis yra toks mažas, kad jį galima įsivaizduoti tik palyginus. Pavyzdžiui, vandens molekulė yra tiek kartų mažesnė už didelį obuolį, kiek obuolys yra mažesnis už Žemės rutulį.

Medžiagos molis

Atskirų molekulių ir atomų masės yra labai mažos, todėl skaičiavimuose patogiau naudoti santykines, o ne absoliučias masės reikšmes.

Santykinė molekulinė masė(arba santykinė atominė masė) medžiagos M r yra tam tikros medžiagos molekulės (arba atomo) masės ir 1/12 anglies atomo masės santykis.

M r = (m 0) : (m 0C / 12)

kur m 0 yra tam tikros medžiagos molekulės (arba atomo) masė, m 0C yra anglies atomo masė.

Santykinė medžiagos molekulinė (arba atominė) masė parodo, kiek kartų medžiagos molekulės masė yra didesnė nei 1/12 anglies izotopo C12 masės. Santykinė molekulinė (atominė) masė išreiškiama atominės masės vienetais.

Atominės masės vienetas– tai yra 1/12 anglies izotopo C12 masės. Tikslūs matavimai parodė, kad atominės masės vienetas yra 1,660 * 10 -27 kg, tai yra

1 amu = 1,660 * 10 -27 kg

Santykinę medžiagos molekulinę masę galima apskaičiuoti pridedant santykines elementų, sudarančių medžiagos molekulę, atomines mases. Cheminių elementų santykinę atominę masę periodinėje cheminių elementų lentelėje nurodo D.I. Mendelejevas.

Periodinėje sistemoje D.I. Mendelejevas nurodytas kiekvienam elementui atominė masė, kuris matuojamas atominės masės vienetais (amu). Pavyzdžiui, magnio atominė masė yra 24,305 amu, tai yra, magnis yra dvigubai sunkesnis už anglį, nes anglies atominė masė yra 12 amu. (tai išplaukia iš to, kad 1 amu = 1/12 anglies izotopo masės, kuri sudaro didžiąją anglies atomo dalį).

Kam matuoti molekulių ir atomų masę amu, jei yra gramai ir kilogramai? Žinoma, galite naudoti šiuos matavimo vienetus, tačiau tai bus labai nepatogu rašyti (norint užrašyti masę, reikės naudoti per daug skaičių). Norėdami rasti elemento masę kilogramais, turite padauginti elemento atominę masę iš 1 amu. Atominė masė randama pagal periodinę lentelę (parašyta dešinėje nuo elemento raidės žymėjimo). Pavyzdžiui, magnio atomo svoris kilogramais būtų toks:

m 0Mg = 24,305 * 1 a.m. = 24,305 * 1,660 * 10 -27 = 40,3463 * 10 -27 kg

Molekulės masę galima apskaičiuoti pridedant elementų, sudarančių molekulę, mases. Pavyzdžiui, vandens molekulės masė (H 2 O) bus lygi:

m 0H2O = 2 * m 0H + m 0O = 2 * 1,00794 + 15,9994 = 18,0153 am. = 29,905 * 10 -27 kg

Kurmis lygus medžiagos kiekiui sistemoje, kurioje yra tiek pat molekulių, kiek atomų yra 0,012 kg anglies C 12. Tai yra, jei mes turime sistemą su bet kokia medžiaga ir šioje sistemoje yra tiek šios medžiagos molekulių, kiek atomų yra 0,012 kg anglies, tai galime sakyti, kad šioje sistemoje turime 1 molis medžiagos.

Avogadro konstanta

Medžiagos kiekisν yra lygus molekulių skaičiaus tam tikrame kūne ir atomų skaičiaus 0,012 kg anglies santykiui, tai yra, molekulių skaičiui 1 molyje medžiagos.

ν = N / N A

kur N yra molekulių skaičius tam tikrame kūne, N A yra molekulių skaičius 1 molyje medžiagos, iš kurios susideda kūnas.

N A yra Avogadro konstanta. Medžiagos kiekis matuojamas moliais.

Avogadro konstanta yra molekulių arba atomų skaičius 1 molyje medžiagos. Ši konstanta buvo pavadinta italų chemiko ir fiziko vardu Amedeo Avogadro (1776 – 1856).

1 molis bet kurios medžiagos turi tiek pat dalelių.

N A = 6,02 * 10 23 mol -1

Molinė masė yra medžiagos masė, paimta vieno molio kiekiu:

μ = m 0 * N A

kur m 0 yra molekulės masė.

Molinė masė išreiškiama kilogramais vienam moliui (kg/mol = kg*mol -1).

Molinė masė yra susijusi su santykine molekuline mase:

μ = 10 -3 * M r [kg * mol -1 ]

Bet kurio medžiagos kiekio m masė yra lygi vienos molekulės masės m 0 sandaugai iš molekulių skaičiaus:

m = m 0 N = m 0 N A ν = μν

Medžiagos kiekis lygus medžiagos masės ir jos molinės masės santykiui:

ν = m/μ

Vienos medžiagos molekulės masę galima rasti, jei žinoma molinė masė ir Avogadro konstanta:

m 0 = m / N = m / νN A = μ / N A

Tikslesnis atomų ir molekulių masės nustatymas pasiekiamas naudojant masės spektrometrą – prietaisą, kuriame įkrautų dalelių pluoštas erdvėje atskiriamas priklausomai nuo jų krūvio masės naudojant elektrinius ir magnetinius laukus.

Pavyzdžiui, suraskime magnio atomo molinę masę. Kaip sužinojome aukščiau, magnio atomo masė yra m0Mg = 40,3463 * 10 -27 kg. Tada molinė masė bus:

μ = m 0Mg * N A = 40,3463 * 10 -27 * 6,02 * 10 23 = 2,4288 * 10 -2 kg/mol

Tai yra, viename molyje „telpa“ 2,4288 * 10 -2 kg magnio. Na, arba apie 24,28 gramo.

Kaip matome, molinė masė (gramais) yra beveik lygi atominei masei, nurodytai elementui periodinėje lentelėje. Todėl, nurodydami atominę masę, jie paprastai daro tai:

Magnio atominė masė yra 24,305 amu. (g/mol).

I dalis

1. Matuojamas medžiagos kiekis moliai, milimoliai (1000 kartų mažiau nei 1 molis) ir kilomoliai (1000 kartų daugiau nei 1 molis).

2. Masė matuojama mg, g, kg.

3. Yra molinės, milimolinės ir kilomolinės masės, kurios atitinkamai matuojamos mg/mmol, g/mol, kg/kmol.

4. Tūris matuojamas ml, l, m3 ir milimoliniai, moliniai ir kilomoliniai tūriai - ml/mmol, l/mol, m3/kmol.

5. Užpildykite lentelę „Kai kurių fizikinių ir cheminių dydžių ir jų vienetų santykis“.

6. Užpildykite lentelę atlikdami reikiamus skaičiavimus.

II dalis

1. Kiek molekulių yra 513 mg sacharozės?

2. Apskaičiuokite 89,6 m3 azoto masę (n.s.).

3. Sugalvokite problemos sąlygą, jei dujinės medžiagos masė pateikiama kilogramais, bet reikia rasti tūrį (n.s.).

4. Apskaičiuokite molekulių skaičių 147 mg sieros rūgšties.

5. Metano molekulių skaičius lygus . Apskaičiuokite jo masę.

6. Koks medžiagos kiekis yra 945 mg kalcio fosfato Ca3(PO4)2?

7. Kokio tokio paties tūrio oro (esant toms pačioms sąlygoms) masė bus didžiausia?
1) sausas oras
2) drėgnas oras
Pagrįskite savo pasirinkimą.

2) Drėgnas oras, nes drėgname ore esančių vandens garų mase jis bus sunkesnis už sausą orą.

Chemija yra mokslas apie medžiagas ir jų virsmą viena kita.

Medžiagos yra chemiškai grynos medžiagos

Chemiškai gryna medžiaga yra molekulių, turinčių tą pačią kokybinę ir kiekybinę sudėtį ir tą pačią struktūrą, rinkinys.

CH3-O-CH3-

CH3-CH2-OH

Molekulė – mažiausios medžiagos dalelės, turinčios visas chemines savybes; molekulė sudaryta iš atomų.

Atomas yra chemiškai nedaloma dalelė, iš kurios susidaro molekulės. (tauriųjų dujų molekulė ir atomas yra vienodi, He, Ar)

Atomas yra elektriškai neutrali dalelė, susidedanti iš teigiamai įkrauto branduolio, aplink kurį pagal griežtai apibrėžtus dėsnius pasiskirsto neigiamo krūvio elektronai. Be to, bendras elektronų krūvis yra lygus branduolio krūviui.

Atomo branduolys susideda iš teigiamai įkrautų protonų (p) ir neutronų (n), kurie neturi jokio krūvio. Bendras neutronų ir protonų pavadinimas yra nukleonai. Protonų ir neutronų masė yra beveik vienoda.

Elektronai (e -) turi neigiamą krūvį, lygų protono krūviui. E masė yra maždaug 0,05% protono ir neutrono masės. Taigi visa atomo masė yra sutelkta jo branduolyje.

Skaičius p atome, lygus branduolio krūviui, vadinamas eilės numeriu (Z), kadangi atomas yra elektriškai neutralus, skaičius e lygus skaičiui p.

Atomo masės skaičius (A) yra protonų ir neutronų suma branduolyje. Atitinkamai, neutronų skaičius atome yra lygus skirtumui tarp A ir Z (atomo masės skaičius ir atominis skaičius (N=A-Z).

17 35 Cl р=17, N=18, Z=17. 17р + , 18n 0 , 17е - .

Nukleonai

Atomų chemines savybes lemia jų elektroninė struktūra (elektronų skaičius), kuri yra lygi atominiam skaičiui (branduolinis krūvis). Todėl visi atomai, turintys tą patį branduolinį krūvį, chemiškai elgiasi vienodai ir yra apskaičiuojami kaip to paties cheminio elemento atomai.

Cheminis elementas yra atomų, turinčių tą patį branduolinį krūvį, rinkinys. (110 cheminių elementų).

Atomai, turintys tą patį branduolinį krūvį, gali skirtis masės skaičiumi, kuris yra susijęs su skirtingu neutronų skaičiumi jų branduoliuose.

Atomai, turintys tą patį Z, bet skirtingą masės skaičių, vadinami izotopais.

17 35 Cl 17 37 Cl

Vandenilio H izotopai:

Pavadinimas: 1 1 N 1 2 D 1 3 T

Pavadinimas: protium deuterium tritium

Šerdies sudėtis: 1р 1р+1n 1р+2n

Protis ir deuteris yra stabilūs

Tritis skyla (radioaktyvus) Naudojamas vandenilinėse bombose.

Atominės masės vienetas. Avogadro numeris. Mol.

Atomų ir molekulių masės yra labai mažos (maždaug nuo 10 -28 iki 10 -24 g, norint praktiškai parodyti šias mases, patartina įvesti savo matavimo vienetą, kuris lemtų patogią ir pažįstamą skalę).

Kadangi atomo masė yra sutelkta jo branduolyje, sudarytame iš beveik vienodos masės protonų ir neutronų, logiška vieno nukleono masę laikyti atominės masės vienetu.

Atomų ir molekulių masės vienetu sutarėme paimti vieną dvyliktąją anglies izotopo, turinčio simetrišką branduolio struktūrą (6p+6n). Šis vienetas vadinamas atominės masės vienetu (amu), skaitiniu požiūriu jis lygus vieno nukleono masei. Šioje skalėje atomų masės artimos sveikosioms reikšmėms: He-4; Al-27; Ra-226 a.u.m……

Apskaičiuokime 1 amu masę gramais.

1/12 (12 C) = =1,66*10 -24 g/m.v

Apskaičiuokime, kiek amu yra 1 g.

N A = 6,02 *-Avogadro skaičius

Gautas santykis vadinamas Avogadro skaičiumi ir parodo, kiek amu yra 1 g.

Periodinėje lentelėje pateiktos atominės masės išreiškiamos amu

Molekulinė masė yra molekulės masė, išreikšta amu ir randama kaip visų tam tikrą molekulę sudarančių atomų masių suma.

m(1 molekulė H2SO4)= 1*2+32*1+16*4= 98 a.v.

Norint pereiti nuo amu prie 1 g, kuris praktiškai naudojamas chemijoje, buvo pradėtas skaičiuoti medžiagos kiekis porcijomis, kuriose kiekvienoje porcijoje yra struktūrinių vienetų (atomų, molekulių, jonų, elektronų) skaičius N A. Šiuo atveju tokios dalies, vadinamos 1 moliu, masė, išreikšta gramais, skaitine prasme yra lygi atominei arba molekulinei masei, išreikštai amu.

Raskime 1 mol H 2 SO 4 masę:

M(1 mol H2SO4)=

98a.u.m*1,66**6,02*=

Kaip matote, molekulinės ir molinės masės yra skaitiniu požiūriu lygios.

1 molis– medžiagos kiekis, turintis Avogadro struktūrinių vienetų (atomų, molekulių, jonų) skaičių.

Molekulinė masė (M)- 1 molio medžiagos masė, išreikšta gramais.

Medžiagos kiekis - V (mol); medžiagos masė m(g); molinė masė M(g/mol) – susijusi su ryšiu: V=;

2H2O+O22H2O

2 molis 1 molis

2.Pagrindiniai chemijos dėsniai

Medžiagos sudėties pastovumo dėsnis – chemiškai gryna medžiaga, nepriklausomai nuo paruošimo būdo, visada turi pastovią kokybinę ir kiekybinę sudėtį.

CH3+2O2=CO2+2H2O

NaOH+HCl=NaCl+H2O

Medžiagos, kurių sudėtis yra pastovi, vadinamos daltonitais. Išimties tvarka žinomos nepakitusios sudėties medžiagos - bertolitai (oksidai, karbidai, nitridai)

Masės tvermės įstatymas (Lomonosovas) - medžiagų, kurios patenka į reakciją, masė visada lygi reakcijos produktų masei. Iš to išplaukia, kad reakcijos metu atomai neišnyksta ir nesusidaro, jie pereina iš vienos medžiagos į kitą. Tai yra cheminės reakcijos lygties koeficientų parinkimo pagrindas, kiekvieno elemento atomų skaičius kairėje ir dešinėje lygties pusėse turi būti lygus.

Ekvivalentų dėsnis – vykstant cheminėms reakcijoms medžiagos reaguoja ir susidaro kiekiai, lygūs ekvivalentui (Kiek sunaudojama vienos medžiagos ekvivalentų, lygiai tiek pat ekvivalentų suvartojama arba susidaro kitos medžiagos).

Ekvivalentas yra medžiagos kiekis, kuris reakcijos metu prideda, pakeičia arba išskiria vieną molį H atomų (jonų).

Dujų įstatymai

Daltono dėsnis – bendras dujų mišinio slėgis lygus visų dujų mišinio komponentų dalinių slėgių sumai.

Avogadro dėsnis: vienoduose skirtingų dujų tūriuose tomis pačiomis sąlygomis yra vienodas molekulių skaičius.

Pasekmė: vienas molis bet kokių dujų normaliomis sąlygomis (t = 0 laipsnių arba 273 K ir P = 1 atmosfera arba 101255 Pascal arba 760 mm Hg. Kol.) užima V = 22,4 litro.

V, kuris užima vieną molį dujų, vadinamas moliniu tūriu Vm.

Žinant dujų (dujų mišinio) tūrį ir Vm nurodytomis sąlygomis, nesunku apskaičiuoti dujų (dujų mišinio) kiekį =V/Vm.

Mendelejevo-Klapeirono lygtis susieja dujų kiekį su sąlygomis, kuriomis jis randamas. pV=(m/M)*RT=*RT

Naudojant šią lygtį, visi fizikiniai dydžiai turi būti išreikšti SI: p-dujų slėgis (paskalis), V-dujų tūris (litrais), m-dujų masė (kg), M-molinė masė (kg/mol), T- temperatūra pagal absoliučią skalę (K), Nu-dujų kiekis (mol), R-dujų konstanta = 8,31 J/(mol*K).

D - santykinis vienų dujų tankis, palyginti su kitomis - M dujų ir M dujų santykis, pasirinktas kaip standartas, parodo, kiek kartų vienos dujos yra sunkesnės už kitas D = M1 / ​​​​M2.

Medžiagų mišinio sudėties išraiškos metodai.

Masės dalis W – medžiagos masės ir viso mišinio masės santykis W=((m mišinio)/(m tirpalo))*100 %

Molinė dalis æ yra medžiagų skaičiaus ir bendro visų medžiagų skaičiaus santykis. mišinyje.

Dauguma cheminių elementų gamtoje yra kaip skirtingų izotopų mišinys; Žinant cheminio elemento izotopinę sudėtį, išreikštą molinėmis dalimis, apskaičiuojama šio elemento atominės masės vidutinė svertinė vertė, kuri paverčiama ISHE. А= Σ (æi*Аi)= æ1*А1+ æ2*А2+…+ æn*Аn, kur æi – i-ojo izotopo molinė dalis, Аi – i-ojo izotopo atominė masė.

Tūrio dalis (φ) yra Vi ir viso mišinio tūrio santykis. φi=Vi/VΣ

Žinant dujų mišinio tūrinę sudėtį, apskaičiuojamas dujų mišinio Mav. Мср= Σ (φi*Mi)= φ1*М1+ φ2*М2+…+ φn*Мn

Atominė masė yra visų protonų, neutronų ir elektronų, sudarančių atomą ar molekulę, masių suma. Palyginti su protonais ir neutronais, elektronų masė yra labai maža, todėl skaičiuojant į ją neatsižvelgiama. Nors formaliai tai nėra teisinga, šis terminas dažnai vartojamas kalbant apie visų elemento izotopų vidutinę atominę masę. Tai iš tikrųjų yra santykinė atominė masė, dar vadinama atominis svoris elementas. Atominė masė yra visų gamtoje aptinkamų elemento izotopų atominių masių vidurkis. Chemikai, atlikdami savo darbą, turi atskirti šiuos du atominės masės tipus – pavyzdžiui, neteisinga atominės masės vertė gali lemti neteisingą reakcijos rezultatą.

Žingsniai

Atominės masės nustatymas iš periodinės elementų lentelės

Sužinokite, kaip rašoma atominė masė. Atominė masė, tai yra tam tikro atomo ar molekulės masė, gali būti išreikšta standartiniais SI vienetais – gramais, kilogramais ir pan. Tačiau kadangi šiais vienetais išreikštos atominės masės yra labai mažos, jos dažnai rašomos vieningais atominės masės vienetais arba trumpiau amu. – atominės masės vienetai. Vienas atominės masės vienetas yra lygus 1/12 standartinio anglies-12 izotopo masės.

• Atominės masės vienetas apibūdina masę vienas molis tam tikro elemento gramais. Ši vertė yra labai naudinga atliekant praktinius skaičiavimus, nes ją galima naudoti norint lengvai konvertuoti tam tikro skaičiaus tam tikros medžiagos atomų ar molekulių masę į molius ir atvirkščiai.

1. Raskite atominę masę periodinėje lentelėje. Daugumoje standartinių periodinių lentelių yra kiekvieno elemento atominės masės (atominis svoris). Paprastai jie pateikiami kaip skaičius elemento langelio apačioje, po cheminį elementą žyminčiomis raidėmis. Paprastai tai yra ne sveikas skaičius, o dešimtainė trupmena.

   Atminkite, kad periodinėje lentelėje pateikiamos vidutinės elementų atominės masės. Kaip minėta anksčiau, santykinės atominės masės, pateiktos kiekvienam periodinės lentelės elementui, yra visų atomo izotopų masių vidurkis. Ši vidutinė vertė yra vertinga daugeliui praktinių tikslų: pavyzdžiui, ji naudojama apskaičiuojant molekulių, susidedančių iš kelių atomų, molinę masę. Tačiau kai susiduriate su atskirais atomais, šios vertės paprastai nepakanka.

   • Kadangi vidutinė atominė masė yra kelių izotopų vidurkis, periodinėje lentelėje parodyta vertė nėra tokia tikslūs bet kurio atskiro atomo atominės masės vertė.
   • Atskirų atomų atominės masės turi būti apskaičiuojamos atsižvelgiant į tikslų protonų ir neutronų skaičių viename atome.

   Atskiro atomo atominės masės apskaičiavimas

   1. Raskite tam tikro elemento arba jo izotopo atominį skaičių. Atominis skaičius yra protonų skaičius elemento atomuose ir niekada nekinta. Pavyzdžiui, visi vandenilio atomai ir tik jie turi vieną protoną. Natrio atominis skaičius yra 11, nes jo branduolyje yra vienuolika protonų, o deguonies atominis skaičius yra aštuoni, nes jo branduolyje yra aštuoni protonai. Bet kurio elemento atominį numerį galite rasti periodinėje lentelėje - beveik visose standartinėse jo versijose šis skaičius nurodytas virš cheminio elemento raidės žymėjimo. Atominis skaičius visada yra teigiamas sveikasis skaičius.

      • Tarkime, kad mus domina anglies atomas. Anglies atomai visada turi šešis protonus, todėl žinome, kad jo atominis skaičius yra 6. Be to, matome, kad periodinėje lentelėje ląstelės viršuje su anglimi (C) yra skaičius „6“, rodantis, kad atominis anglies atomų skaičius yra šeši.
      • Atkreipkite dėmesį, kad elemento atominis skaičius nėra vienareikšmiškai susijęs su jo santykine atomine mase periodinėje lentelėje. Nors, ypač lentelės viršuje esančių elementų atveju, gali pasirodyti, kad elemento atominė masė yra du kartus didesnė už jo atominį skaičių, ji niekada neapskaičiuojama atominį skaičių padauginus iš dviejų.

   2. Raskite neutronų skaičių branduolyje. Skirtingiems to paties elemento atomams neutronų skaičius gali būti skirtingas. Kai du to paties elemento atomai su tuo pačiu protonų skaičiumi turi skirtingą neutronų skaičių, jie yra skirtingi to elemento izotopai. Skirtingai nuo protonų skaičiaus, kuris niekada nesikeičia, neutronų skaičius tam tikro elemento atomuose dažnai gali keistis, todėl vidutinė elemento atominė masė rašoma kaip dešimtainė trupmena, kurios vertė yra tarp dviejų gretimų sveikųjų skaičių.

      Sudėkite protonų ir neutronų skaičių. Tai bus šio atomo atominė masė. Nekreipkite dėmesio į elektronų, kurie supa branduolį, skaičių – jų bendra masė itin maža, todėl jie praktiškai neturi įtakos jūsų skaičiavimams.

   Elemento santykinės atominės masės (atominės masės) apskaičiavimas

   1. Nustatykite, kurie izotopai yra mėginyje. Chemikai dažnai nustato konkretaus mėginio izotopų santykius naudodami specialų prietaisą, vadinamą masės spektrometru. Tačiau mokymų metu šie duomenys jums bus pateikti atliekant užduotis, testus ir pan., verčių, paimtų iš mokslinės literatūros, forma.

      • Tarkime, kad mūsų atveju turime du izotopus: anglies-12 ir anglies-13.

   2. Nustatykite santykinį kiekvieno izotopo kiekį mėginyje. Kiekvienam elementui skirtingi izotopai atsiranda skirtingu santykiu. Šie santykiai beveik visada išreiškiami procentais. Kai kurie izotopai yra labai paplitę, o kiti labai reti – kartais tokie reti, kad juos sunku aptikti. Šias vertes galima nustatyti naudojant masės spektrometriją arba rasti žinynuose.

      • Tarkime, kad anglies-12 koncentracija yra 99%, o anglies-13 - 1%. Kiti anglies izotopai tikrai egzistuoja, bet tokiais mažais kiekiais, kad šiuo atveju jų galima nepaisyti.

   3. Kiekvieno izotopo atominę masę padauginkite iš jo koncentracijos mėginyje. Kiekvieno izotopo atominę masę padauginkite iš jo procentinės dalies (išreikštos dešimtainiu tikslumu). Norėdami konvertuoti procentus į dešimtainį skaičių, tiesiog padalykite juos iš 100. Gautos koncentracijos visada turėtų būti 1.

      • Mūsų mėginyje yra anglies-12 ir anglies-13. Jei anglis-12 sudaro 99% mėginio, o anglis-13 sudaro 1%, tada 12 (anglies-12 atominė masė) padauginkite iš 0,99 ir 13 (anglies-13 atominė masė) iš 0,01.
      • Informacijos knygose pateikiami procentai, pagrįsti žinomais visų konkretaus elemento izotopų kiekiais. Daugumoje chemijos vadovėlių ši informacija pateikiama lentelėje knygos pabaigoje. Tiriamo mėginio santykinės izotopų koncentracijos taip pat gali būti nustatomos naudojant masės spektrometrą.

   4. Sudėkite rezultatus. Susukite daugybos rezultatus, gautus atlikdami ankstesnį veiksmą. Atlikę šią operaciją, rasite savo elemento santykinę atominę masę – atitinkamo elemento izotopų atominių masių vidutinę vertę. Vertinant elementą kaip visumą, o ne konkretų tam tikro elemento izotopą, naudojama ši vertė.

      • Mūsų pavyzdyje 12 x 0,99 = 11,88 anglies-12 ir 13 x 0,01 = 0,13 anglies-13. Santykinė atominė masė mūsų atveju yra 11,88 + 0,13 = 12,01 .
   • Kai kurie izotopai yra mažiau stabilūs nei kiti: jie skyla į elementų, kurių branduolyje yra mažiau protonų ir neutronų, atomus, išskirdami daleles, sudarančias atomo branduolį. Tokie izotopai vadinami radioaktyviais.

Atominės masės vienetas(pavadinimas A. e.m.), ji yra daltonas, yra nesisteminis masės vienetas, naudojamas molekulių, atomų, atomų branduolių ir elementariųjų dalelių masėms. Rekomenduojama naudoti IUPAP 1960 m. ir IUPAC 1961 m. Oficialiai rekomenduojami anglų kalbos terminai atominės masės vienetas (a.m.u.) ir tiksliau - vieningas atominės masės vienetas (u.a.m.u.)(universalus atominis masės vienetas, tačiau rusakalbiuose mokslo ir technikos šaltiniuose vartojamas rečiau).

Atominės masės vienetas išreiškiamas anglies nuklido mase 12 C. 1 a. e.m yra lygus vienai dvyliktajai šio nuklido masės branduolinėje ir atominėje būsenoje. 1997 m. 2-ajame IUPAC terminų vadovo leidime skaitinė reikšmė yra 1 a. e.m. ≈ 1,6605402(10) ∙ 10 –27 kg ≈ 1,6605402(10) ∙ 10 –24 g.

Kita vertus, 1 a. e m yra Avogadro skaičiaus grįžtamasis dydis, ty 1/N A g Šis atominės masės vienetas yra patogus tuo, kad tam tikro elemento molinė masė, išreikšta gramais, tiksliai sutampa su šio elemento mase. elementas, išreikštas A. e.m.

Istorija

Atominės masės sąvoką įvedė Johnas Daltonas 1803 m., Atominės masės matavimo vienetas pirmiausia buvo vandenilio atomo masė (vadinamoji vandenilio skalė). 1818 m. Berzelius paskelbė atominių masių, palyginti su deguonies atomine mase, lentelę, kuri buvo laikoma 103. Berzelio atominių masių sistema vyravo iki 1860 m., kai chemikai vėl priėmė vandenilio skalę. Tačiau 1906 m. jie perėjo prie deguonies skalės, pagal kurią 1/16 deguonies atominės masės buvo paimta kaip atominės masės vienetas. Po deguonies izotopų (16 O, 17 O, 18 O) atradimo atominės masės pradėtos žymėti dviem skalėmis: chemine, kuri buvo pagrįsta 1/16 vidutinės natūralaus deguonies atomo masės, ir fizine, kurių masės vienetas lygus 1/16 atomo nuklido masės 16 O. Dviejų svarstyklių naudojimas turėjo nemažai trūkumų, dėl kurių 1961 m. perėjo prie vienos anglies skalės.