2.1: Izotopy a atomová hmotnost
Atomová hmotnost
Hmotnosti jednotlivých atomů jsou velmi, velmi malé. Pomocí moderního přístroje zvaného hmotnostní spektrometr je však možné tyto nepatrné hmotnosti měřit. Například atom kyslíku-16 má hmotnost \(2,66 \krát 10^{-23} \: \text{g}\). Srovnání hmotností měřených v gramech by sice mělo určitý smysl, ale mnohem praktičtější je mít systém, který nám umožní snadněji porovnávat relativní atomové hmotnosti. Vědci se rozhodli použít nuklid uhlíku-12 jako referenční standard, podle kterého se budou porovnávat všechny ostatní hmotnosti. Podle definice je jednomu atomu uhlíku-12 přiřazena hmotnost přesně 12 atomových hmotnostních jednotek \(\left( \text{amu} \right)\). Atomová hmotnostní jednotka je definována jako hmotnost rovnající se jedné dvanáctině atomu uhlíku-12. Hmotnost jakéhokoli izotopu jakéhokoli prvku se vyjadřuje ve vztahu ke standardu uhlíku-12. Například jeden atom helia-4 má hmotnost \(4,0026 \: \text{amu}\). Atom síry-32 má hmotnost \(31,972 \: \text{amu}\).
Atom uhlíku-12 má ve svém jádře šest protonů a šest neutronů, což odpovídá hmotnostnímu číslu 12. Protože jádro tvoří téměř celou hmotnost atomu, má jeden proton nebo jeden neutron hmotnost přibližně \(1 \: \text{amu}\). Jak je však vidět na příkladech helia a síry, hmotnosti jednotlivých atomů nejsou zcela celá čísla. Je to proto, že hmotnost atomu je velmi mírně ovlivněna interakcemi různých částic v jádře a zahrnuje také malou hmotnost přidanou každým elektronem.
Jak je uvedeno v části o izotopech, většina prvků se v přírodě vyskytuje jako směs dvou nebo více izotopů. Níže jsou uvedeny (viz tabulka níže) přirozeně se vyskytující izotopy několika prvků spolu s procentuálním zastoupením každého z nich v přírodě.
| Element | Isotope (Symbol) | Percent Natural Abundance | Atomic mass \(\left( \text{amu} \right)\) | Average atomic mass \(\left( \text{amu} \right)\) |
|---|---|---|---|---|
| Hydrogen | \(\ce{^1_1H}\) | 99.985 | 1.0078 | 1.0079 |
| \(\ce{^2_1H}\) | 0.015 | 2.0141 | ||
| \(\ce{^3_1H}\) | negligible | 3.0160 | ||
| Carbon | \(\ce{^{12}_6C}\) | 98.89 | 12.000 | 12.011 |
| \(\ce{^{13}_6C}\) | 1.11 | 13.003 | ||
| \(\ce{^{14}_6C}\) | trace | 14.003 | ||
| Oxygen | \(\ce{^{16}_8O}\) | 99.759 | 15.995 | 15.999 |
| \(\ce{^{17}_8O}\) | 0.037 | 16.995 | ||
| \(\ce{^{18}_8O}\) | 0.204 | 17.999 | ||
| Chlorine | \(\ce{^{35}_{17}Cl}\) | 75.77 | 34.969 | 35.453 |
| \(\ce{^{37}_{17}Cl}\) | 24.23 | 36.966 | ||
| Copper | \(\ce{^{63}_{29}Cu}\) | 69.17 | 62.930 | 63.546 |
| \(\ce{^{65}_{29}Cu}\) | 30.83 | 64.928 |
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. U mnoha jiných prvků však může existovat více než jeden izotop ve značném množství. Chlor (atomové číslo 17) je žlutozelený jedovatý plyn. Přibližně tři čtvrtiny všech atomů chloru mají 18 neutronů, což dává těmto atomům hmotnostní číslo 35. Přibližně čtvrtina všech atomů chloru má 20 neutronů, což dává těmto atomům hmotnostní číslo 37. Kdybyste jednoduše vypočítali aritmetický průměr přesných atomových hmotností, dostali byste přibližně 36.
\
Jak vidíte, průměrná atomová hmotnost uvedená v posledním sloupci výše uvedené tabulky je výrazně nižší. Proč? Důvodem je to, že pro výpočet tzv. váženého průměru musíme zohlednit přirozené procentuální zastoupení jednotlivých izotopů. Atomová hmotnost prvku je vážený průměr atomových hmotností přirozeně se vyskytujících izotopů daného prvku. Průměrné atomové hmotnosti jsou hodnoty, které vidíme v periodické tabulce.
\
Vážený průměr se určí vynásobením procenta přirozeného výskytu skutečnou hmotností izotopu. Tento postup se opakuje tak dlouho, dokud pro každý izotop nezískáme jeden člen. V případě chlóru se v přírodě vyskytují pouze dva izotopy, takže existují pouze dva členy.