2.1: Isotoper och atommassa
Atommassa
Massorna hos enskilda atomer är mycket, mycket små. Med hjälp av en modern anordning som kallas masspektrometer är det dock möjligt att mäta sådana minibetecknade massor. En atom av syre-16 har till exempel en massa på \(2,66 \ gånger 10^{-23} \: \text{g}\). Även om jämförelser av massor som mäts i gram skulle ha en viss nytta, är det mycket mer praktiskt att ha ett system som gör att vi lättare kan jämföra relativa atommassor. Forskarna beslutade att använda kol-12-nukliden som referensstandard som alla andra massor skulle jämföras med. Per definition har en atom av kol-12 en massa på exakt 12 atommasseenheter \(\left( \text{amu} \right)\). En atommassenhet definieras som en massa som motsvarar en tolftedel av en atom av kol-12. Massan för varje isotop av varje grundämne uttrycks i förhållande till kol-12-standarden. Till exempel har en atom av helium-4 en massa på \(4,0026 \: \text{amu}\). En atom av svavel-32 har massan \(31,972 \: \text{amu}\).
Kol-12-atomen har sex protoner och sex neutroner i sin kärna för ett masstal på 12. Eftersom kärnan står för nästan hela atomens massa har en enskild proton eller en enskild neutron en massa på ungefär \(1 \: \text{amu}\). Som framgår av exemplen med helium och svavel är dock massorna hos enskilda atomer inte helt hela tal. Detta beror på att en atoms massa påverkas mycket svagt av växelverkan mellan de olika partiklarna i kärnan och inkluderar även den lilla massa som varje elektron tillför.
Som anges i avsnittet om isotoper förekommer de flesta grundämnen naturligt som en blandning av två eller flera isotoper. Nedan (se tabellen nedan) finns de naturligt förekommande isotoperna av flera grundämnen tillsammans med den procentuella naturliga förekomsten av var och en.
| 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. För många andra grundämnen kan dock mer än en isotop förekomma i betydande mängder. Klor (atomnummer 17) är en gulgrön giftig gas. Ungefär tre fjärdedelar av alla kloratomer har 18 neutroner, vilket ger dessa atomer ett masstal på 35. Ungefär en fjärdedel av alla kloratomer har 20 neutroner, vilket ger dessa atomer ett masstal på 37. Om man helt enkelt skulle beräkna det aritmetiska medelvärdet av de exakta atommassorna skulle man få ungefär 36.
\\
Som du kan se är den genomsnittliga atommassan som anges i den sista kolumnen i tabellen ovan betydligt lägre. Varför? Anledningen är att vi måste ta hänsyn till de naturliga abundansprocentsatserna för varje isotop för att beräkna vad som kallas det viktade medelvärdet. Atomvikten för ett grundämne är det viktade medelvärdet av atomvikterna för de naturligt förekommande isotoperna av det grundämnet. De genomsnittliga atommassorna är de värden som vi ser i det periodiska systemet.
\\
Det vägda genomsnittet bestäms genom att multiplicera procenten av naturlig förekomst med isotopens faktiska massa. Detta upprepas tills det finns en term för varje isotop. För klor finns det bara två naturligt förekommande isotoper, så det finns bara två termer.