2.1: Isotopen en atoommassa

Atoommassa

De massa’s van individuele atomen zijn heel, heel klein. Met behulp van een modern apparaat, een zogenaamde massaspectrometer, is het echter mogelijk dergelijke minuscule massa’s te meten. Een atoom zuurstof-16 bijvoorbeeld, heeft een massa van 2,66 maal 10^{-23}: ״g}. Hoewel vergelijkingen van massa’s gemeten in grammen enig nut zouden hebben, is het veel praktischer een systeem te hebben dat ons in staat stelt gemakkelijker relatieve atoommassa’s te vergelijken. Wetenschappers besloten de koolstof-12 nuclide te gebruiken als de referentiestandaard waarmee alle andere massa’s zouden worden vergeleken. Per definitie heeft een atoom van koolstof-12 een massa van precies 12 atomaire massa eenheden. Een atoommassa-eenheid wordt gedefinieerd als een massa gelijk aan een twaalfde van een atoom koolstof-12. De massa van een isotoop van een element wordt uitgedrukt ten opzichte van de koolstof-12-standaard. Zo heeft bijvoorbeeld een atoom helium-4 een massa van 4,0026. Een zwavel-32 atoom heeft een massa van 31,972.

Het koolstof-12 atoom heeft zes protonen en zes neutronen in zijn kern voor een massagetal van 12. Aangezien de kern bijna de gehele massa van het atoom uitmaakt, heeft een enkel proton of een enkel neutron een massa van ongeveer 1. Zoals uit de voorbeelden van helium en zwavel blijkt, zijn de massa’s van de afzonderlijke atomen echter geen gehele getallen. Dit komt omdat de massa van een atoom heel licht wordt beïnvloed door de interacties van de verschillende deeltjes in de kern en ook de kleine massa omvat die door elk elektron wordt toegevoegd.

Zoals gezegd in het hoofdstuk over isotopen komen de meeste elementen in de natuur voor als een mengsel van twee of meer isotopen. Hieronder (zie tabel) staan de natuurlijk voorkomende isotopen van verschillende elementen, samen met het percentage natuurlijke abundantie van elk.

For some elements, one particular isotope is much more abundant than any other isotopes. For example, naturally occurring hydrogen is nearly all hydrogen-1, and naturally occurring oxygen is nearly all oxygen-16. Voor veel andere elementen kan echter meer dan één isotoop in aanzienlijke hoeveelheden bestaan. Chloor (atoomnummer 17) is een geelgroen giftig gas. Ongeveer driekwart van alle chlooratomen heeft 18 neutronen, waardoor die atomen een massagetal van 35 hebben. Ongeveer een kwart van alle chlooratomen heeft 20 neutronen, waardoor die atomen een massagetal van 37 hebben. Als je het rekenkundig gemiddelde van de precieze atoommassa’s zou berekenen, zou je uitkomen op ongeveer 36.

Zoals je kunt zien, is de gemiddelde atoommassa in de laatste kolom van bovenstaande tabel aanzienlijk lager. Waarom? Dat komt omdat we rekening moeten houden met de natuurlijke abundantiepercentages van elke isotoop om het zogenaamde gewogen gemiddelde te berekenen. De atoommassa van een element is het gewogen gemiddelde van de atoommassa’s van de natuurlijk voorkomende isotopen van dat element. De gemiddelde atoommassa’s zijn de waarden die we op het periodiek systeem zien.

Het gewogen gemiddelde wordt bepaald door het percentage van de natuurlijke abundantie te vermenigvuldigen met de werkelijke massa van de isotoop. Dit wordt herhaald tot er voor elke isotoop een term is. Voor chloor zijn er maar twee natuurlijk voorkomende isotopen, dus zijn er maar twee termen.