Hoe wordt het atoomgewicht gemeten? Chemische encyclopedie Wat is atoommassa, wat betekent het en hoe schrijf je het correct
Tijdens het ontwikkelingsproces van de wetenschap werd de chemie geconfronteerd met het probleem van het berekenen van de hoeveelheid stof voor het uitvoeren van reacties en de stoffen die daarbij werden verkregen.
Vandaag voor dergelijke berekeningen chemische reactie tussen stoffen en mengsels wordt de waarde van de relatieve atomaire massa gebruikt die is opgenomen in het periodiek systeem van chemische elementen van D.I.
Chemische processen en de invloed van het aandeel van een element in stoffen op het verloop van de reactie
Moderne wetenschap onder de definitie van ‘relatieve atomaire massa chemish element‘impliceert hoe vaak de massa van een atoom van een bepaald chemisch element groter is dan een twaalfde van een koolstofatoom.
Met de komst van het tijdperk van de chemie is de behoefte aan nauwkeurige definities de voortgang van de chemische reactie en de resultaten ervan groeiden.
Daarom probeerden scheikundigen voortdurend het probleem van de exacte massa van op elkaar inwerkende elementen in een stof op te lossen. Een van de beste oplossingen destijds was er een link naar het lichtste element. En het gewicht van zijn atoom werd als één beschouwd.
Het historische verloop van het tellen van materie
Aanvankelijk werd waterstof gebruikt, daarna zuurstof. Maar deze berekeningsmethode bleek onnauwkeurig. De reden hiervoor was de aanwezigheid van isotopen met massa's 17 en 18 in zuurstof.
Daarom produceerde het hebben van een mengsel van isotopen technisch gezien een ander aantal dan zestien. Tegenwoordig wordt de relatieve atoommassa van een element berekend op basis van het gewicht van het koolstofatoom als basis, in een verhouding van 1/12.
Dalton legde de basis voor de relatieve atomaire massa van een element
Pas enige tijd later, in de 19e eeuw, stelde Dalton voor om berekeningen uit te voeren met het lichtste chemische element: waterstof. Tijdens lezingen voor zijn studenten demonstreerde hij op uit hout gesneden figuren hoe atomen met elkaar verbonden zijn. Voor andere elementen gebruikte hij gegevens die eerder door andere wetenschappers waren verkregen.
Volgens de experimenten van Lavoisier bevat water vijftien procent waterstof en vijfentachtig procent zuurstof. Met deze gegevens berekende Dalton dat de relatieve atoommassa van het element waaruit water bestaat, in dit geval zuurstof, 5,67 bedraagt. De fout in zijn berekeningen komt voort uit het feit dat hij verkeerd geloofde over het aantal waterstofatomen in een watermolecuul.
Volgens hem was er voor elk zuurstofatoom één waterstofatoom. Met behulp van de gegevens van de scheikundige Austin dat ammoniak 20 procent waterstof en 80 procent stikstof bevat, berekende hij de relatieve atoommassa van stikstof. Met dit resultaat kwam hij tot een interessante conclusie. Het bleek dat de relatieve atoommassa (de formule van ammoniak werd ten onrechte genomen met één molecuul waterstof en stikstof) vier was. In zijn berekeningen vertrouwde de wetenschapper op het periodieke systeem van Mendelejev. Volgens de analyse berekende hij dat de relatieve atoommassa van koolstof 4,4 is, in plaats van de eerder aanvaarde twaalf.
Ondanks zijn ernstige fouten was het Dalton die als eerste een tabel met enkele elementen maakte. Het onderging herhaaldelijk veranderingen tijdens het leven van de wetenschapper.
De isotopische component van een stof beïnvloedt de nauwkeurigheidswaarde van het relatieve atoomgewicht
Als je de atoommassa's van elementen bekijkt, zul je merken dat de nauwkeurigheid voor elk element anders is. Voor lithium is dit bijvoorbeeld vier cijfers, en voor fluor acht cijfers.
Het probleem is dat de isotopische component van elk element verschillend en niet constant is. Gewoon water bevat bijvoorbeeld drie soorten waterstofisotopen. Deze omvatten, naast gewone waterstof, deuterium en tritium.
De relatieve atoommassa van waterstofisotopen is respectievelijk twee en drie. ‘Zwaar’ water (gevormd door deuterium en tritium) verdampt minder gemakkelijk. Daarom zijn er minder isotopen van water in de damptoestand dan in de vloeibare toestand.
Selectiviteit van levende organismen voor verschillende isotopen
Levende organismen hebben een selectieve eigenschap ten opzichte van koolstof. Om organische moleculen te bouwen, wordt koolstof met een relatieve atoommassa van twaalf gebruikt. Daarom bevatten stoffen van organische oorsprong, evenals een aantal mineralen zoals steenkool en olie, minder isotopengehalte dan anorganische materialen.
Micro-organismen die zwavel verwerken en accumuleren laten de zwavelisotoop 32 achter. In gebieden waar bacteriën niet verwerken, is het aandeel zwavelisotoop 34, dat wil zeggen veel hoger. Het is op basis van de verhouding zwavel in bodemgesteenten dat geologen tot een conclusie komen over de aard van de oorsprong van de laag - of deze nu een magmatische of sedimentaire aard heeft.
Van alle chemische elementen heeft er slechts één geen isotopen: fluor. Daarom is de relatieve atoommassa nauwkeuriger dan die van andere elementen.
Bestaan van onstabiele stoffen in de natuur
Voor sommige elementen wordt de relatieve massa tussen vierkante haken aangegeven. Zoals je kunt zien, zijn dit de elementen die zich na uranium bevinden. Feit is dat ze geen stabiele isotopen en verval hebben om vrij te komen radioactieve straling. Daarom wordt tussen haakjes de meest stabiele isotoop aangegeven.
Na verloop van tijd bleek dat sommigen van hen dat wel kunnen krijgen kunstmatige omstandigheden stabiele isotoop. Het was noodzakelijk om de atoommassa's van sommige transuraniumelementen in het periodiek systeem te veranderen.
Tijdens het synthetiseren van nieuwe isotopen en het meten van hun levensduur was het soms mogelijk om nucliden te ontdekken met halfwaardetijden die miljoenen keren langer waren.
De wetenschap staat niet stil; er worden voortdurend nieuwe elementen, wetten en relaties ontdekt tussen verschillende processen in de chemie en de natuur. Daarom is het vaag en onzeker in welke vorm de chemie en het periodieke systeem van chemische elementen van Mendelejev in de toekomst, over honderd jaar, zullen verschijnen. Maar ik zou graag willen geloven dat de werken van scheikundigen die de afgelopen eeuwen zijn verzameld, nieuwe, meer geavanceerde kennis van onze nakomelingen zullen dienen.
Encyclopedisch YouTube
1 / 3
✪ Chemie| Relatieve atomaire massa
✪ Relatieve atomaire massa. Moleculaire massa.
✪ 15. Atoom massa
Ondertitels
Algemene informatie
Een van de fundamentele eigenschappen van een atoom is zijn massa. De absolute massa van een atoom is een extreem kleine waarde. Een waterstofatoom heeft dus een massa van ongeveer 1,67⋅10 −24 g. Daarom is het in de scheikunde (voor praktische doeleinden) preferentieel en veel handiger om een relatieve [conventionele] waarde te gebruiken, die wordt genoemd relatieve atomaire massa of gewoon atoom massa en die laat zien hoe vaak de massa van een atoom van een bepaald element groter is dan de massa van een atoom van een ander element, genomen als maateenheid voor massa.
De meeteenheid voor atomaire en moleculaire massa's is 1 ⁄ 12 deel van de massa van een neutraal atoom van de meest voorkomende isotoop van koolstof 12 C. Deze niet-systemische eenheid voor massameting wordt genoemd atomaire massa-eenheid (A. eten.) of Dalton (ja).
Het verschil tussen de atoommassa van een isotoop en zijn massagetal wordt overtollige massa genoemd (meestal uitgedrukt in MeV). Het kan positief of negatief zijn; de reden voor het optreden ervan is de niet-lineaire afhankelijkheid van de bindingsenergie van kernen van het aantal protonen en neutronen, evenals het verschil in de massa's van het proton en neutron.
De afhankelijkheid van de atoommassa van een isotoop van het massagetal is als volgt: de overtollige massa is positief voor waterstof-1, bij toenemend massagetal neemt deze af en wordt negatief totdat een minimum wordt bereikt voor ijzer-56, daarna begint deze te dalen groeien en stijgt tot positieve waarden voor zware nucliden. Dit komt overeen met het feit dat bij de splijting van kernen zwaarder dan ijzer energie vrijkomt, terwijl bij de splijting van lichte kernen energie nodig is. Integendeel, bij de fusie van kernen lichter dan ijzer komt energie vrij, terwijl bij de fusie van elementen zwaarder dan ijzer extra energie nodig is.
Verhaal
Bij het berekenen van de atoommassa's werd aanvankelijk (vanaf het begin van de 19e eeuw, volgens het voorstel van J. Dalton; zie Dalton's Atomistic Theory) de massa van het waterstofatoom als het lichtste element genomen als een massa-eenheid [relatief] , en de massa's van de atomen van andere elementen werden in verhouding daarmee berekend. Maar aangezien de atoommassa's van de meeste elementen worden bepaald op basis van de samenstelling van hun zuurstofverbindingen, werden er in feite (de facto) berekeningen gemaakt met betrekking tot de atoommassa van zuurstof, die gelijk werd gesteld aan 16; de verhouding tussen de atoommassa's van zuurstof en waterstof werd gelijkgesteld aan 16: 1. Vervolgens toonden nauwkeurigere metingen aan dat deze verhouding gelijk is aan 15,874: 1 of, wat hetzelfde is, 16: 1,0079, afhankelijk van welk atoom - zuurstof of waterstof - verwijzen naar een gehele waarde. Een verandering in de atoommassa van zuurstof zou een verandering in de atoommassa van de meeste elementen met zich meebrengen. Daarom werd besloten om de atoommassa van zuurstof op 16 te laten, waarbij de atoommassa van waterstof gelijk werd aan 1,0079.
Zo werd de eenheid van atomaire massa genomen 1 ⁄ 16 deel van de massa van een zuurstofatoom, genaamd zuurstof eenheid. Later werd ontdekt dat natuurlijke zuurstof een mengsel van isotopen is, zodat de zuurstofmassa-eenheid de gemiddelde massa van atomen van natuurlijke zuurstofisotopen (zuurstof-16, zuurstof-17 en zuurstof-18) karakteriseert, die onstabiel bleek te zijn. als gevolg van natuurlijke variaties in de isotopensamenstelling van zuurstof. Voor de atoomfysica bleek een dergelijke eenheid onaanvaardbaar, en in deze tak van de wetenschap werd de eenheid van atomaire massa aangenomen 1 ⁄ 16 een deel van de massa van het zuurstofatoom 16 O. Als resultaat kregen twee schalen van atoommassa's vorm: chemisch en fysisch. De aanwezigheid van twee atomaire massaschalen veroorzaakte groot ongemak. De waarden van veel constanten berekend op fysische en chemische schaal bleken anders te zijn. Dit onaanvaardbare standpunt leidde tot de introductie van de koolstofschaal van atoommassa's in plaats van de zuurstofschaal.
Een uniforme schaal van relatieve atomaire massa's en een nieuwe eenheid van atomaire massa werden aangenomen door het Internationale Congres van Natuurkundigen (1960) en verenigd door het Internationale Congres van Chemici (1961; 100 jaar na het eerste Internationale Congres van Chemici), in plaats van de vorige twee zuurstofeenheden van atomaire massa - fysisch en chemisch. Zuurstof chemisch eenheid is gelijk aan 0,999957 nieuwe atomaire massa-eenheid van koolstof. Op de moderne schaal zijn de relatieve atoommassa's van zuurstof en waterstof respectievelijk 15,9994:1,0079... Omdat de nieuwe atomaire massa-eenheid gebonden is aan een specifieke isotoop, en niet aan de gemiddelde atoommassa van een chemisch element, doen natuurlijke isotopische variaties dat ook. heeft geen invloed op de reproduceerbaarheid van die eenheid.
Een van de fundamentele eigenschappen van atomen is hun massa. Absolute (ware) massa van een atoom– de waarde is extreem klein. Het is onmogelijk om atomen op een balans te wegen, omdat zulke nauwkeurige weegschalen niet bestaan. Hun massa werd bepaald met behulp van berekeningen.
De massa van één waterstofatoom is bijvoorbeeld 0,000 000 000 000 000 000 000 001 663 gram! De massa van een uraniumatoom, een van de zwaarste atomen, is ongeveer 0,000 000 000 000 000 000 000 4 gram.
De exacte massa van het uraniumatoom is 3,952 ∙ 10−22 g, en het waterstofatoom, het lichtste van alle atomen, is 1,673 ∙ 10−24 g.
Het is lastig om berekeningen met kleine getallen uit te voeren. Daarom worden in plaats van de absolute massa's van atomen hun relatieve massa's gebruikt.
Relatieve atomaire massa
De massa van elk atoom kan worden beoordeeld door deze te vergelijken met de massa van een ander atoom (zoek de verhouding van hun massa's). Sinds de bepaling van de relatieve atoommassa's van elementen zijn verschillende atomen als vergelijkingen gebruikt. Ooit waren waterstof- en zuurstofatomen unieke vergelijkingsstandaarden.
Er is een uniforme schaal van relatieve atoommassa's en een nieuwe eenheid van atoommassa aangenomen Internationaal Congres van Natuurkundigen (1960) en verenigd door het Internationaal Congres van Chemici (1961).
Tot op de dag van vandaag is dit de standaard voor vergelijking 1/12 van de massa van een koolstofatoom. Deze waarde de atomaire massa-eenheid genoemd, afgekort a.u.m.
Atoommassa-eenheid (amu) – massa van 1/12 van een koolstofatoom
Laten we eens vergelijken met hoeveel keer de absolute massa van een waterstof- en uraniumatoom verschilt 1 amu, om dit te doen delen we deze getallen door elkaar:
De waarden die bij de berekeningen worden verkregen, zijn de relatieve atoommassa's van de elementen - relatief ten opzichte van 1/12 van de massa van een koolstofatoom.
De relatieve atoommassa van waterstof is dus ongeveer 1, en die van uranium is 238. Houd er rekening mee dat de relatieve atomaire massa geen meeteenheden kent, aangezien de eenheden van de absolute massa (gram) bij het delen teniet worden gedaan.
De relatieve atoommassa's van alle elementen worden aangegeven in het Periodiek Systeem van Chemische Elementen door D.I. Mendelejev. Het symbool dat wordt gebruikt om de relatieve atomaire massa aan te duiden is Аr (de letter r is een afkorting voor het woord relatief, wat relatief betekent).
De relatieve atoommassa's van elementen worden in veel berekeningen gebruikt. In de regel worden de waarden in het periodiek systeem afgerond op hele getallen. Merk op dat de elementen in het periodiek systeem zijn gerangschikt in volgorde van toenemende relatieve atoommassa.
Met behulp van het periodiek systeem bepalen we bijvoorbeeld de relatieve atoommassa's van een aantal elementen:
Ar(O) = 16; Ar(Na) = 23; Ar(P) = 31.
De relatieve atoommassa van chloor wordt gewoonlijk geschreven als 35,5!
Ar(Cl) = 35,5
- Relatieve atoommassa's zijn evenredig met de absolute massa's van atomen
- De standaard voor het bepalen van de relatieve atomaire massa is 1/12 van de massa van een koolstofatoom
- 1 amu = 1,662 ∙ 10−24 g
- De relatieve atomaire massa wordt aangegeven met Ar
- Voor berekeningen worden de waarden van de relatieve atoommassa’s afgerond op hele getallen, met uitzondering van chloor, waarvoor Ar = 35,5
- Relatieve atomaire massa heeft geen meeteenheden
Atomen hebben zeer kleine maat en zeer kleine massa. Als we de massa van een atoom van een chemisch element in grammen uitdrukken, dan is dit een getal voorafgegaan door meer dan twintig nullen achter de komma. Daarom is het meten van de massa van atomen in grammen lastig.
Als we echter een zeer kleine massa als eenheid nemen, kunnen alle andere kleine massa's worden uitgedrukt als een verhouding tot deze eenheid. De meeteenheid voor de atoommassa werd gekozen als 1/12 van de massa van een koolstofatoom.
1/12 van de massa van een koolstofatoom wordt genoemd atomaire massa-eenheid(a.e.m.).
Relatieve atomaire massa is een waarde die gelijk is aan de verhouding van de werkelijke massa van een atoom van een bepaald chemisch element tot 1/12 van de werkelijke massa van een koolstofatoom. Dit is een dimensieloze grootheid, omdat twee massa's verdeeld zijn.
EEN r = m bij. / (1/12)m boog.
Echter absolute atomaire massa gelijk aan relatief in waarde en heeft een meeteenheid a.m.u.
Dat wil zeggen, de relatieve atomaire massa laat zien hoe vaak de massa van een bepaald atoom groter is dan 1/12 van een koolstofatoom. Als een atoom A r = 12 heeft, dan is zijn massa 12 keer groter dan 1/12 van de massa van een koolstofatoom, of, met andere woorden, het heeft 12 atomaire massa-eenheden. Dit kan alleen gebeuren met koolstof (C) zelf. Het waterstofatoom (H) heeft Ar = 1. Dit betekent dat zijn massa gelijk is aan de massa van 1/12 van de massa van het koolstofatoom. Zuurstof (O) heeft een relatieve atoommassa van 16 amu. Dit betekent dat een zuurstofatoom 16 keer massiever is dan 1/12 koolstofatoom, het heeft 16 atomaire massa-eenheden.
Het lichtste element is waterstof. De massa is ongeveer gelijk aan 1 amu. De zwaarste atomen hebben een massa van bijna 300 amu.
Gewoonlijk is de waarde van elk chemisch element de absolute massa van atomen, uitgedrukt in termen van a. e.m. zijn afgerond.
De waarden van atomaire massa-eenheden worden in het periodiek systeem geschreven.
Voor moleculen wordt het concept gebruikt relatieve molecuulmassa (Mr). Familielid moleculaire massa laat zien hoe vaak de massa van een molecuul groter is dan 1/12 van de massa van een koolstofatoom. Maar aangezien de massa van een molecuul gelijk is aan de som van de massa's van de atomen waaruit het bestaat, kan de relatieve molecuulmassa worden gevonden door simpelweg de relatieve massa's van deze atomen bij elkaar op te tellen. Een watermolecuul (H 2 O) bevat bijvoorbeeld twee waterstofatomen met Ar = 1 en één zuurstofatoom met Ar = 16. Daarom is Mr(H 2 O) = 18.
Een aantal stoffen heeft een niet-moleculaire structuur, bijvoorbeeld metalen. In een dergelijk geval wordt hun relatieve molecuulmassa geacht gelijk te zijn aan hun relatieve atoommassa.
In de scheikunde wordt een belangrijke grootheid genoemd massafractie van een chemisch element in een molecuul of stof. Het laat zien hoeveel van het relatieve molecuulgewicht is dit element. In water is waterstof bijvoorbeeld verantwoordelijk voor 2 delen (aangezien er twee atomen zijn) en zuurstof voor 16 delen. Dat wil zeggen dat als je waterstof van 1 kg en zuurstof van 8 kg mengt, ze zonder residu zullen reageren. De massafractie van waterstof is 2/18 = 1/9, en de massafractie van zuurstof is 16/18 = 8/9.
De massa's van atomen en moleculen zijn erg klein, dus het is handig om de massa van een van de atomen als meeteenheid te kiezen en de massa's van de resterende atomen ten opzichte daarvan uit te drukken. Dit is precies wat de grondlegger van de atoomtheorie, Dalton, deed, die een tabel met atoommassa's opstelde, waarbij hij de massa van het waterstofatoom als één massa nam.
Tot 1961 werd in de natuurkunde 1/16 van de massa van het 16O-zuurstofatoom genomen als een atomaire massa-eenheid (amu), en in de scheikunde – 1/16 van de gemiddelde atoommassa van natuurlijke zuurstof, wat een mengsel is van drie isotopen. De chemische eenheid van massa was 0,03% groter dan de fysieke eenheid.
Momenteel is er een uniform meetsysteem ingevoerd in de natuurkunde en scheikunde. 1/12 van de massa van een 12C-koolstofatoom werd gekozen als de standaardeenheid van atomaire massa.
1 amu = 1/12 m(12С) = 1,66057×10-27 kg = 1,66057×10-24 g.
Bij het berekenen van de relatieve atomaire massa wordt de overvloed aan isotopen van elementen in aardkorst. Chloor heeft bijvoorbeeld twee isotopen, 35Сl (75,5%) en 37Сl (24,5%).
Ar(Cl) = (0,755×m(35Сl) + 0,245×m(37Сl)) / (1/12×m(12С) = 35,5.
Uit de definitie van relatieve atomaire massa volgt dat de gemiddelde absolute massa van een atoom gelijk is aan de relatieve atomaire massa vermenigvuldigd met amu:
m(Cl) = 35,5 × 1,66057 × 10-24 = 5,89 × 10-23 g.
Voorbeelden van probleemoplossing
Relatieve atomaire en moleculaire massa's
Deze rekenmachine is ontworpen om de atomaire massa van elementen te berekenen.
Atoom massa(ook wel genoemd relatieve atomaire massa) Is de waarde van de massa van één atoom van een stof. De relatieve atomaire massa wordt uitgedrukt in atomaire massa-eenheden. Relatieve atomaire massa onderscheidend(WAAR) gewicht atoom. Tegelijkertijd is de werkelijke massa van een atoom te klein en daarom ongeschikt voor praktisch gebruik.
De atoommassa van een stof beïnvloedt de hoeveelheid protonen En neutronen in de kern van een atoom.
De elektronenmassa wordt genegeerd omdat deze erg klein is.
Om de atoommassa van een stof te bepalen, moet u de volgende gegevens invoeren:
- Aantal protonen- hoeveel protonen zitten er in de kern van de stof;
- Aantal neutronen— hoeveel neutronen bevinden zich in de kern van een stof.
Op basis van deze gegevens berekent de rekenmachine de atomaire massa van de stof, uitgedrukt in atomaire massa-eenheden.
 |
Tabel met chemische elementen en hun atoommassa
|
Relatieve atomaire massa van een elementTaakstatus:Bepaal de massa van een zuurstofmolecuul. Taaknr. 4.1.2 uit de “Verzameling van problemen bij het voorbereiden van komende examens in de natuurkunde bij USPTU” informatie:Oplossing:Beschouw een moleculair zuurstofmolecuul \(\nu\) (willekeurig getal). Laten we niet vergeten dat de zuurstofformule O2 is. Om de massa (\m) van een bepaalde hoeveelheid zuurstof te vinden, wordt de moleculaire massa van zuurstof\(M\) vermenigvuldigd met het aantal mol\(\nu\). Met behulp van het periodiek systeem is het eenvoudig vast te stellen dat de molaire massa van zuurstof \(M\) 32 g/mol of 0,032 kg/mol is. In één mol is het aantal avogadro-moleculen \(N_A\) en v\(\nu\) mol - v\(\nu\) soms groter, d.w.z. Om de massa van één molecuul \(m_0\) te vinden, moet de totale massa \(m\) gedeeld worden door het aantal moleculen \(N\). \ [(m_0) = \frac (m) (N)\] \ [(m_0) = \frac ((\nu \cdot M)) ((\nu \cdot (N_A)))\] \ ((M_0) = \frac (M) (((N_A))) \] Het getal van Avogadro (N_A1) is een tabelwaarde gelijk aan 6,022 1023 mol-1. Wij voeren berekeningen uit: \[(M_0) = \frac ((0,032)) ((6,022\cdot ((10) * (23)))) = 5,3\cdot (10^(-26))\; = 5,3 kg\cdot(10^(-23))\; R\] Antwoord: 5,3 · 10-23 g.Als u de oplossing niet begrijpt en als u vragen heeft of een bug heeft gevonden, kunt u hieronder een reactie achterlaten. Atomen zijn heel klein en heel klein. Als we de massa van een atoom van een chemisch element in grammen uitdrukken, dan is het een getal waarvan de komma meer dan twintig nullen bedraagt. Daarom is het meten van de massa van atomen in grammen ongepast. Als we echter een zeer kleine massa per eenheid nemen, kunnen alle andere kleine massa's worden uitgedrukt als een verhouding tussen die eenheid. De meeteenheid voor atomaire massa is 1/12 van de massa van een koolstofatoom. Het wordt 1/12 van de massa van een koolstofatoom genoemd atoom massa(Ae. Formule voor atomaire massaRelatieve atomaire massa de waarde is gelijk aan de verhouding van de werkelijke massa van een atoom van een bepaald chemisch element tot 1/12 van de werkelijke massa van een koolstofatoom. Dit is een oneindige waarde, aangezien de twee massa's gescheiden zijn. Ar = wiskunde. / (1/12) mok. Hoe dan ook, absolute atomaire massa gelijk aan een relatieve waarde en heeft een meeteenheid amu. Dit betekent dat de relatieve atomaire massa laat zien hoe vaak de massa van een bepaald atoom groter is dan 1/12 van een koolstofatoom. Als een Ar-atoom = 12, dan is zijn massa 12 keer groter dan 1/12 van de massa van een koolstofatoom, of, met andere woorden, 12 atomaire massa-eenheden. Dit kan alleen voor koolstof (C) zijn. Op het waterstofatoom (H) Ar = 1. Dit betekent dat de massa gelijk is aan de massa van 1/12 deel van de massa van het koolstofatoom. Voor zuurstof (O) is de relatieve atoommassa 16 amu. Dit betekent dat een zuurstofatoom 16 keer groter is dan een koolstofatoom, het heeft 16 atomaire massa-eenheden. Het lichtste element is waterstof. De massa is ongeveer 1 amu. Op de zwaarste atomen nadert de massa 300 amu. Meestal is de waarde van elk chemisch element de absolute massa van de atomen, uitgedrukt als a. Bijvoorbeeld. De betekenis van atomaire massa-eenheden staat in het periodiek systeem. Concept gebruikt voor moleculen relatief molecuulgewicht (g). Het relatieve molecuulgewicht geeft aan hoe vaak de massa van een molecuul groter is dan 1/12 van de massa van een koolstofatoom. Omdat de massa van een molecuul echter gelijk is aan de som van zijn massa's atomaire atomen, kan het relatieve molecuulgewicht eenvoudig worden gevonden door toevoeging relatieve massa's deze atomen. Een watermolecuul (H2O) bevat bijvoorbeeld twee waterstofatomen met Ar = 1 en één zuurstofatoom met Ar = 16. Daarom is gentleman (H2O) = 18. Veel stoffen hebben een niet-moleculaire structuur, zoals metalen. In dit geval is hun relatieve molecuulmassa gelijk aan hun relatieve atoommassa. Chemie wordt een aanzienlijke hoeveelheid genoemd massafractie van een chemisch element in een molecuul of stof. Het toont het relatieve molecuulgewicht van dat element. In water heeft waterstof bijvoorbeeld 2 delen (als beide atomen) en zuurstof 16. Dit betekent dat wanneer waterstof wordt gemengd met 1 kg en 8 kg zuurstof, ze zonder residu reageren. De massafractie van waterstof is 2/18 = 1/9 en het zuurstofgehalte is 16/18 = 8/9. Microbalans anders steun, atomair evenwicht(Engelse microbiële of Engelse nanobuisjes) is een term die verwijst naar:
beschrijvingEen van de eerste verwijzingen naar de microglob is in 1910, toen William Ramsay op de hoogte werd gebracht van de mate waarin deze zich had ontwikkeld, waardoor het gewichtsbereik van 0,1 mm3 lichaam kon worden vastgesteld op 10-9 g (1 ng). De term microbieel wordt nu vaker gebruikt om te verwijzen naar apparaten die massaveranderingen in het microgrambereik (10-6 gram) kunnen meten en detecteren. Microbiologen kwamen terecht in de praktijk van moderne onderzoeks- en industriële laboratoria en studeerden af verschillende versies met verschillende gevoeligheden en bijbehorende kosten. Tegelijkertijd worden er meettechnieken ontwikkeld op nanogramgebied. scheikunde. hoe vind je de relatieve atomaire massa?Als we het hebben over het meten van massa op nanogramniveau, wat belangrijk is voor het meten van de massa van atomen, moleculen of clusters, denken we eerst aan massaspectrometrie. In dit geval moet er rekening mee worden gehouden dat het meten van massa met deze methode de noodzaak impliceert om de gewogen voorwerpen in ionen om te zetten, wat soms zeer ongewenst is. Dit is niet nodig bij gebruik van een ander praktisch belangrijk en veelgebruikt instrument voor het nauwkeurig meten van massakwartsmicroben, waarvan het werkingsmechanisme in het overeenkomstige artikel wordt beschreven. koppelingen
|
