Atommassen (m a ) til et atom er massen til det enkelte atomet uttrykt i masseenheter: gram eller kilogram .
Men siden det kan ta verdier mellom 10 −25 kg og 10 −27 kg, uttrykkes det vanligvis i Da (dalton, avledet fra navnet på John Dalton ) eller enhetlig atommasseenhet (uma) definert av konvensjonen som 1 /12 massen til et enkelt karbon-12 atom i hvile. Det største bidraget til atommassen er gitt av protonene og nøytronene i kjernen og av denne grunn er verdien nær verdien av massetallet [1] [2] , spesielt for atomer med lavt atomnummer.
Ved å dele massen til et enkelt atom med den enhetlige atommasseenheten, eller dalton (1,660540210 x 10 −27 ), vil dette ta verdien av et dimensjonsløst tall, mer korrekt referert til som " relativ isotopmasse ".
Atommassen til et grunnstoff må ikke forveksles med massetallet ; som uttrykker det (dimensjonsløse) tallet gitt av summen av protoner og nøytroner i det betraktede atomet.
Atommasse eller relativ isotopisk masse blir noen ganger forvirret, eller misbrukt, som synonymer til relativ atommasse (også kjent som atomvekt ) eller standard atomvekt (en bestemt variasjon av atomvekt, noe som betyr at den er standardisert).
Imidlertid, som nevnt i innledningen, er atommasse en absolutt masse mens alle andre begreper er dimensjonsløse. Den relative atommassen og standard atomvekt er betegnelser for gjennomsnittene (vektet etter overflod) av de relative atommassene i de elementære prøvene, ikke for individuelle nuklider. Derfor skiller den relative atommassen og standard atomvekten seg ofte numerisk fra den relative isotopiske massen.
Atommasse (relativ isotopmasse) er definert som massen til et enkelt atom, som bare kan være en isotop (nuklid) om gangen, og er ikke et overflodsveid gjennomsnitt, slik tilfellet er med relativ atommasse / atomvekt. Atommassen eller den relative isotopmassen til hver isotop og nuklid til et kjemisk grunnstoff er derfor et tall som i prinsippet kan måles med høy presisjon, siden hver prøve av en slik nuklid forventes å være nøyaktig identisk med hver annen prøve, siden alle atomer av en gitt type i samme energitilstand og hver prøve av et bestemt nuklid forventes å være nøyaktig identisk i masse med alle andre prøver av det nuklidet. For eksempel forventes hvert oksygen-16-atom å ha nøyaktig samme atommasse (relativ isotopmasse) som alle andre oksygen-16-atomer.
Når det gjelder mange grunnstoffer som har en naturlig isotop (mononuklidelementer) eller en dominerende isotop, kan den faktiske numeriske likheten/forskjellen mellom atommassen til den vanligste isotopen og standard relativ atommasse (standard atomvekt) være liten eller ingenting i det hele tatt og påvirker ikke de fleste masseberegninger. Imidlertid kan en slik feil eksistere og til og med være viktig når man vurderer enkeltatomer for elementer som ikke er mononuklider.
Atommassen til atomer, ioner eller atomkjerner er litt mindre enn summen av massene til deres protoner, deres nøytroner og deres elektroner, på grunn av tap av masse på grunn av bindingsenergien (i henhold til E = mc 2 ) . [3]
Relativ isotopisk masse, en egenskap til hvert enkelt atom, skal ikke forveksles med den gjennomsnittlige mengden "relativ atommasse", tilsvarende den for atomvekt (se ovenfor). Relativ isotopmasse skiller seg fra relativ atommasse fordi det er et rent tall, uten måleenhet. Dette skyldes bruken av skalaforholdet med hensyn til standard karbon-12, og ordet "relativ" i begrepet "relativ isotopmasse" refererer nettopp til skalaen i forhold til C-12. Den relative isotopmassen er derfor massen til en gitt isotop når denne verdien skaleres med massen til karbon-12.
I tilfellet med atommasse har andre ikke-nuklider enn karbon-12 nøyaktige heltallsverdier av relativ isotopmasse. Når det gjelder den relative atommassen når den er uttrykt i enhetlige atommasseenheter eller dalton, er de relative isotopmassene til andre nuklider enn karbon-12 ikke hele tall, men de kommer i nærheten. Dette er omtalt nedenfor.
Atommasse og relativ isotopmasse forveksles noen ganger, eller brukes feil som synonymer til relativ atommasse (også kjent som atomvekt ). Imidlertid representerer atomvekten betingelsene for gjennomsnittlige atommasser i elementære prøver, ikke for individuelle nuklider. Når det er sagt, skiller atomvekt og standard atomvekt seg ofte numerisk fra relativ isotopmasse og atommasse, og kan til og med ha forskjellige måleenheter. Atommasse (relativ isotopmasse) er definert som massen til et enkelt atom, som bare kan være en isotop (nuklid) om gangen, og er ikke en gjennomsnittlig vektet overflod, slik tilfellet er med relativ atommasse / atomvekt . Atommassen eller den relative isotopmassen til hver isotop og nuklid til et kjemisk grunnstoff er derfor et tall som kan måles med stor presisjon, siden hvert eksemplar av en slik nuklid antas å være nøyaktig identisk med alle andre prøver, som alle. atomene av en gitt type i samme energitilstand, og hvert eksemplar av et bestemt nuklid, bør være nøyaktig identisk i masse med alle andre eksemplarer av det nuklidet. Når det gjelder mange grunnstoffer som har en naturlig isotop (mononuklidelementer) eller en dominerende isotop, er den numeriske likheten/forskjellen mellom atommassen til den vanligste isotopen, og den relative atommassen (standard) eller atomvekten (standard). kan være liten eller til og med null, og påvirker ikke de fleste masseberegninger. Imidlertid kan en slik feil eksistere og til og med være viktig når man vurderer individuelle atomer for elementer som ikke er mononuklider. For ikke-mononuklide grunnstoffer som har mer enn én felles isotop, kan den numeriske forskjellen i relativ atommasse (atomvekt), selv fra den vanligste relative isotopmassen, være en halv masseenhet eller mer. Atommassen (relativ isotopmasse) til en uvanlig isotop kan avvike fra den relative atommassen, atomvekten eller standard atomvekten med flere masseenheter. Atommasser uttrykt i atommasseenheter (relative isotopiske masser) er alltid nær heltallsverdier, men de har aldri (bortsett fra når det gjelder karbon-12) nøyaktig et heltall som verdi, av to grunner:
Forholdet mellom atommasse og massetall (antall nukleoner) varierer fra omtrent 0,99884 for 56Fe til 1,00782505 millioner for 1H. Enhver massedefekt på grunn av kjernefysisk bindingsenergi er eksperimentelt en liten brøkdel av massen til like mange frie nukleoner. Sammenlignet med gjennomsnittlig masse per nukleon i karbon-12, som er moderat sterkt bundet i forhold til andre atomer, er bindingsmassedefekten for de fleste atomer en enda mindre brøkdel av en dalton (enhetlig atommasseenhet, basert på karbon 12). Siden frie protoner og nøytroner er forskjellige i masse med en liten brøkdel av dalton (omtrent 0,0014 u), gir avrunding av den relative isotopiske massen, eller atommassen til et hvilket som helst nuklid gitt i dalton til nærmeste hele tall, alltid antall nukleoner, eller antall masse. Videre kan nøytrontallet (antall nøytroner) da utledes ved å trekke antall protoner (atomnummer) fra massetallet (nukleontelling).
Mengden av forholdet mellom atommassen og massetallet som avviker fra 1 er som følger: det positive avviket starter ved hydrogen-1, og avtar deretter til det når et lokalt minimum i helium-4. Isotopene av litium, beryllium og bor er mindre sterkt bundet enn helium , som vist av deres økende masse-til-masse-forhold. I karbon er forholdet mellom masse (i dalton) og massetall definert som 1, og etter karbon blir det mindre enn 1 til det når et minimum ved jern-56 (med verdier litt høyere enn støpejern-58 og nikkel -62), øker deretter til positive verdier i tunge isotoper, med en økning i atomnummeret. Dette tilsvarer det faktum at kjernefysisk fisjon i et grunnstoff som er tyngre enn zirkonium produserer energi, mens fisjon i ethvert grunnstoff som er lettere enn niob krever energi. På den annen side produserer kjernefysisk fusjon av to atomer av et grunnstoff lettere enn scandium (unntatt helium) energi, mens fusjonen til grunnstoffer tyngre enn kalsium krever energi. Fusjonen av to helium-4-atomer kan gi beryllium-8 og ville kreve energi, og berylliumet ville raskt falle fra hverandre igjen. Helium-4 kan smelte sammen med tritium (H-3) eller med helium-3, og disse prosessene skjedde under Big Bang-nukleosyntesen. Dannelsen av elementer med mer enn syv nukleoner krever fusjon av tre helium-4-atomer i den såkalte tre-alfa-prosessen, og hopper over litium , beryllium , bor for å produsere karbon.
En måte å måle massene av atomer og en relativ direkte sammenligning kan oppnås ved bruk av massespektrometri.
Den vitenskapelige standardenheten som brukes til å kvantifisere vekten av et stoff i makroskopiske mengder er føflekken (hvis symbol er mol), vilkårlig definert som mengden stoff som har like mange atomer eller molekyler som atomer tilstede i 12 gram karbon-12. Antall atomer i en mol ble definert som Avogadros konstant , som tilsvarer omtrent 6,022 x 10 23 mol -1 .
En mol av et gitt stoff har en masse i gram omtrent lik den karakteristiske relative molekylmassen til stoffet (se nedenfor). Dette er forskjellig for atommassen, som påstanden ikke alltid stemmer for, da det kan være flere isotoper av et gitt grunnstoff. For eksempel er den relative atommassen til jern 55,847 g / mol, og en mol metall hentet fra naturen har nettopp denne massen. Imidlertid er atommassen til 56 Fe isotopen 55.953 u. Imidlertid har denne mengden av 56 Fe i sin rene tilstand aldri blitt funnet (eller oppnådd) på jorden.
Det er 22 mononukleiske elementer hvorav bare én isotop finnes i naturen (vanlige eksempler er fluor , natrium , aluminium og fosfor ) og for disse elementene er verdiene antatt av den relative atommassen og atommassen ekvivalente. Slike prøver kan derfor tjene som referansestandard for noen atommasseverdier.
En lignende definisjon kan også brukes på molekyler: molekylmassen til en forbindelse kan beregnes ved gradvis å legge til atomvektene til de inngående atomene, angitt i den kjemiske formelen. I tilfelle det samme atomet forekommer flere ganger, må dets multiplisitet (antallet ganger det vises) tas i betraktning, vanligvis ved å multiplisere hver enkelt masse med dens gjentakelse.
Den molare massen er derimot massen i gram av et stoff som tilsvarer én mol og uttrykkes i g/mol. Mens molmassen til et grunnstoff er numerisk ekvivalent med dets relative atommasse, tilsvarer den til en forbindelse dens molekylmasse. [4]
De første forskerne som bestemte relative atommasser var John Dalton og Thomas Thomson mellom 1803 og 1805 og Jöns Jakob Berzelius mellom 1808 og 1826. Den relative atommassen (atomvekten) ble opprinnelig definert med hensyn til den til grunnstoffet lettere, hydrogen, som ble tatt som 1,00, og i 1820 uttalte Prousts hypoteser at atomvekten til alle grunnstoffer ville være nøyaktige multipler av hydrogenets. Berzelius beviste imidlertid snart at dette ikke engang var tilnærmet sant, og for noen grunnstoffer, som klor, faller den relative atommassen, på omtrent 35,5, nesten nøyaktig halvveis mellom to heltallsmultipler av hydrogen. Enda senere ble dette vist å være i stor grad på grunn av en blanding av isotoper, og at atomvektene til rene isotoper, eller nuklider, er multipler av massen av hydrogen, innenfor omtrent 1%. I 1860 omdefinerte Stanislao Cannizzaro de relative atommassene ved å bruke Avogadros prinsipp . Han formulerte en lov for å bestemme de relative atommassene til elementer: forskjellige mengder av det samme elementet i forskjellige molekyler er alle heltallsmultipler av atomvekten og bestemmer de relative atommassene og molekylmassene ved å sammenligne damptettheten til en samling gasser med molekyler som inneholder ett eller flere molekyler av det aktuelle grunnstoffet.
På det tjuende århundre, frem til 1960-tallet, brukte kjemikere og fysikere to forskjellige atommasseskalaer. Kjemikere brukte en skala kalt "atommasseenheten" (uma) slik at den naturlige blandingen av oksygenisotoper har en atommasse på 16, mens fysikere tildelte det samme tallet 16 bare til atommassen til den mer vanlige isotopen av oksygen (oksygen). -16, som inneholder åtte protoner og åtte nøytroner). Imidlertid er oksygen-17 og oksygen-18 også til stede i naturlig oksygen. Dette førte til to forskjellige atommassetabeller. Den enhetlige skalaen basert på karbon-12, 12C, har støtt på behovet for å basere skalaen på en ren isotop, samtidig som den er numerisk nær skalaen som brukes av kjemikere.
Begrepet "atomvekt" ble erstattet av begrepet "relativ atommasse" i de fleste tilfeller. Denne nomenklaturendringen går tilbake til 1960-tallet og har vært kilden til mye diskusjon i det vitenskapelige miljøet, som ble utløst med vedtakelsen av atommasseenheten og erkjennelsen av at "vekt" på en eller annen måte var et upassende begrep. Argumentet for å beholde begrepet "atomvekt" var fremfor alt at det var et godt forstått begrep, at begrepet "atommasse" allerede var i bruk (slik det nå er definert) og at begrepet "relativ atommasse" lett kunne forveksles med relativ isotopisk masse (massen til et enkelt atom i et gitt nuklid, uttrykt dimensjonsløst i forhold til 1/12 av massen til karbon-12).
I 1979, som et kompromiss, ble begrepet "relativ atommasse" introdusert som et sekundært synonym for atomvekt. Tjue år senere har forrangen til disse synonymene snudd, og begrepet "relativ atommasse" er nå det mest brukte begrepet.