2.1: Izotopy i masa atomowa
Masa atomowa
Masy pojedynczych atomów są bardzo, bardzo małe. Jednak używając nowoczesnego urządzenia zwanego spektrometrem masowym, można zmierzyć tak małe masy. Atom tlenu-16, na przykład, ma masę 2,66 razy 10^{-23} \u0026apos; \tekst{g}). Chociaż porównania mas mierzonych w gramach byłyby w pewnym stopniu użyteczne, o wiele bardziej praktyczny jest system, który pozwoli nam na łatwiejsze porównywanie względnych mas atomowych. Naukowcy zdecydowali się użyć nuklidu węgla-12 jako wzorca odniesienia, według którego porównywane będą wszystkie inne masy. Z definicji jednemu atomowi węgla-12 przypisana jest masa wynosząca dokładnie 12 atomowych jednostek masy \(\left( \text{amu} \right)\). Atomowa jednostka masy jest zdefiniowana jako masa równa jednej dwunastej masy atomu węgla-12. Masa dowolnego izotopu dowolnego pierwiastka jest wyrażona w stosunku do wzorca węgla-12. Na przykład, jeden atom helu-4 ma masę 4,0026. Atom siarki-32 ma masę 31,972.
Atom węgla-12 ma w swoim jądrze sześć protonów i sześć neutronów, co daje liczbę masową 12. Ponieważ jądro stanowi prawie całą masę atomu, pojedynczy proton lub pojedynczy neutron ma masę około ∗(1: ∗). Jednak, jak widać na przykładzie helu i siarki, masy poszczególnych atomów nie są całkiem liczbami całkowitymi. Dzieje się tak dlatego, że na masę atomu bardzo nieznacznie wpływają oddziaływania różnych cząsteczek w jądrze, a także zawiera ona niewielką masę dodawaną przez każdy elektron.
Jak stwierdzono w rozdziale o izotopach, większość pierwiastków występuje naturalnie jako mieszanina dwóch lub więcej izotopów. Wymienione poniżej (patrz tabela poniżej) są naturalnie występujące izotopy kilku pierwiastków wraz z procentową naturalną obfitością każdego z nich.
| 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. Jednak w przypadku wielu innych pierwiastków, więcej niż jeden izotop może występować w znacznych ilościach. Chlor (liczba atomowa 17) jest żółtozielonym, toksycznym gazem. Około trzy czwarte wszystkich atomów chloru posiada 18 neutronów, co daje tym atomom liczbę masową 35. Około jedna czwarta wszystkich atomów chloru ma 20 neutronów, co daje im liczbę masową 37. Gdybyś miał po prostu obliczyć średnią arytmetyczną dokładnych mas atomowych, otrzymałbyś około 36.
Jak widzisz, średnia masa atomowa podana w ostatniej kolumnie powyższej tabeli jest znacznie niższa. Dlaczego? Powodem jest to, że musimy wziąć pod uwagę naturalną liczebność procentową każdego izotopu, aby obliczyć tak zwaną średnią ważoną. Masa atomowa danego pierwiastka jest średnią ważoną mas atomowych naturalnie występujących izotopów tego pierwiastka. Średnie masy atomowe są wartościami, które widzimy na tablicy okresowej.
Średnia ważona jest określana przez pomnożenie procentu naturalnej obfitości przez rzeczywistą masę izotopu. Czynność tę powtarza się do momentu, gdy dla każdego izotopu znajdzie się jeden termin. W przypadku chloru istnieją tylko dwa naturalnie występujące izotopy, więc istnieją tylko dwa terminy.