2.1: Izotópok és atomtömeg
Az atomtömeg
Az egyes atomok tömege nagyon-nagyon kicsi. Egy modern eszközzel, az úgynevezett tömegspektrométerrel azonban meg lehet mérni ezeket a parányi tömegeket. Egy oxigén-16 atom tömege például \(2,66 \szor 10^{-23} \: \text{g}\). Bár a grammban mért tömegek összehasonlításának lenne némi haszna, sokkal praktikusabb egy olyan rendszer, amely lehetővé teszi a relatív atomtömegek könnyebb összehasonlítását. A tudósok úgy döntöttek, hogy a szén-12 nukleoidot használják referenciastandardként, amellyel minden más tömeget összehasonlítanak. Definíció szerint egy szén-12 atom tömege pontosan 12 atomtömegegység \(\left( \text{amu} \right)\). Egy atomtömegegységet úgy határozunk meg, mint a szén-12 atom egy tizenketted részének megfelelő tömeget. Bármely elem bármely izotópjának tömegét a szén-12 standardhoz viszonyítva fejezik ki. Például egy hélium-4 atom tömege \(4,0026 \: \text{amu}\). A kén-32 atom tömege \(31,972 \: \text{amu}\).
A szén-12 atomnak hat proton és hat neutron van az atommagjában, ami 12-es tömegszámot jelent. Mivel az atommag adja az atom majdnem teljes tömegét, egyetlen proton vagy egyetlen neutron tömege körülbelül \(1 \: \text{amu}\). Amint azonban a hélium és a kén példájánál láthattuk, az egyes atomok tömegei nem egészen egész számok. Ennek az az oka, hogy az atom tömegét nagyon kis mértékben befolyásolják az atommagban lévő különböző részecskék kölcsönhatásai, és az egyes elektronok által hozzáadott kis tömeget is tartalmazza.
Amint azt az izotópokról szóló részben említettük, a legtöbb elem a természetben két vagy több izotóp keverékeként fordul elő. Az alábbiakban (lásd az alábbi táblázatot) számos elem természetben előforduló izotópjai vannak felsorolva, valamint az egyes elemek százalékos természetes gyakorisága.
| 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. Sok más elem esetében azonban egynél több izotóp is jelentős mennyiségben fordulhat elő. A klór (17-es atomi szám) sárgászöld színű mérgező gáz. A klóratomok mintegy háromnegyedének 18 neutronja van, ami ezeknek az atomoknak 35-ös tömegszámot ad. A klóratomok körülbelül egynegyedének 20 neutronja van, ami 37-es tömegszámot ad ezeknek az atomoknak. Ha egyszerűen kiszámítanánk a pontos atomtömegek számtani átlagát, akkor körülbelül 36-ot kapnánk.
\
Amint láthatjuk, a fenti táblázat utolsó oszlopában megadott átlagos atomtömeg lényegesen alacsonyabb. Hogy miért? Azért, mert az úgynevezett súlyozott átlag kiszámításához figyelembe kell vennünk az egyes izotópok természetes gyakorisági százalékát. Egy elem atomtömege az adott elem természetesen előforduló izotópjai atomtömegének súlyozott átlaga. Az átlagos atomtömegek azok az értékek, amelyeket a periódusos rendszerben látunk.
\
A súlyozott átlagot úgy határozzuk meg, hogy a természetes előfordulási százalékot megszorozzuk az izotóp tényleges tömegével. Ezt addig ismételjük, amíg minden izotópra van egy kifejezés. A klór esetében csak két természetesen előforduló izotóp van, így csak két kifejezés van.