Atomtömeg – definíció, egység (u), izotópok és relatív atomtömeg

Atomtömeg: könnyen érthető definíció, az u egység magyarázata, izotópok és relatív atomtömeg példákkal — alapok és számítások egyetlen, áttekinthető összefoglalóban.

Az atomtömeg (szimbólum: _{m_a}) egy kémiai elem egyetlen atomjának tömege. Tartalmazza az atomot alkotó három szubatomi részecske tömegét: a protonok, neutronok és elektronok tömegét. Bár az elektronok tömege sokkal kisebb, mint a nukleonoké, mégis hozzájárulnak az atom össztömegéhez.

Egység: az egységesített atomtömeg-egység (u) — dalton (Da)

Az atomtömeget elméletileg grammban is meg lehet adni, de mivel egyetlen atom tömege rendkívül kicsi, gyakorlatiasabb az egységesített atomtömeg-egység használata (rövidítve: u, angolul unified atomic mass unit). Az 1 atomtömegegységet úgy határozzák meg, hogy egyetlen szén-12 atom tömegének 1/12-ét veszik alapul. Ennek megfelelően

1 u = 1,660 539 066 60(50) × 10-27 kg.

Az egységet gyakran dalton (jele: Da) néven is említik; 1 u = 1 Da. A gyakorlatban tehát az izotóptömegeket és atomtömegeket többnyire u-ban (vagy Da-ban) adjuk meg.

Kapcsolat a tömegszámmal és a nukleonok tömegével

A szén-12 atom tömege pontosan 12 u, és egyszerű közelítéssel mondhatjuk, hogy ez 6 proton és 6 neutron össztömege (az elektronok összmennyisége elhanyagolható a nagyságrendekhez képest). A protonok és neutronok tömege közel azonos, ezért gyakran vesszük úgy, hogy egy proton vagy neutron tömege hozzávetőlegesen 1 u. Ennek megfelelően egy atom tömegének durva becslését megkaphatjuk, ha összeadjuk az atommagban található protonok és neutronok számát — ezt az egész számot nevezzük tömegszámnak.

Fontos azonban, hogy az atom tényleges tömege (az atomtömeg) általában nem pontosan egyenlő a tömegszámmal: az eltérés oka a nukleonok és elektronok pontos tömegeinek különbsége, továbbá az atommag kötési energiája (a tömegdefektus), amely miatt az izotóp tömege valamivel kisebb lehet, mint a különálló protonok és neutronok összege.

Izotópok és izotóptömeg

Az atom protonjainak száma határozza meg az elemet. A természetben azonban egy elem különböző számú neutronnal rendelkező atomokból (izotópokból) állhat. Egy elem egy bizonyos neutronszámmal rendelkező atomját izotópnak nevezzük. Például a klór két gyakori izotópja a klór‑35 és a klór‑37: mindkettő 17 protonból áll, de a klór‑35‑nek 18 neutronja, a klór‑37‑nek 20 neutronja van. Minden izotópnak saját tömege van — ez az izotóptömeg, amelyet általában u-ban adunk meg. A klór‑35 tömege körülbelül 35 u, a klór‑37 tömege pedig körülbelül 37 u, de a pontos értékek kissé eltérnek a tömegszámok egészértékeitől a már említett okok miatt.

Tömegszám (A) és a relatív tömegek

A tömegszám (jele: A) az atommagban lévő protonok és neutronok számának összege. A tömegszám mindig egész szám, mértékegység nélkül. Ezzel szemben a relatív tömegek egység nélküli arányszámok: amikor az izotóptömeget vagy az atom átlagos tömegét a szén‑12 egytizenketted részéhez viszonyítjuk, a mértékegység kiesik.

A relatív izotóptömeg azt mutatja meg, hogy egy adott izotóp hányszor nehezebb a szén‑12 egytizenketted részénél. Ha az izotóptömeget u-ban adjuk meg, a relatív izotóptömeg számértéke megegyezik azzal az értékkel, csak mértékegység nélkül szerepel.

A relatív atomtömeg (jele: _Ar) egy mintából származó elem atomonkénti átlagos tömegének és a szén‑12 atom tömegének 1/12-éhez viszonyított aránya. Ha egy elem több izotópot tartalmaz, az Ar értéket az egyes izotópok relatív izotóptömegeinek bőség szerinti súlyozott átlagaként kapjuk meg. A relatív atomtömeg tehát dimenzió nélküli, de számszerűen megegyezik azzal a moláris tömeggel (g·mol−1), amelyet a kémiai számításokban használunk.

Példa: klór relatív atomtömege

Ha egy klórmintában hipotetikusan 75% klór‑35 és 25% klór‑37 található, egyszerű közelítéssel a relatív atomtömeget így számoljuk:

Ar(Cl) ≈ 0,75 × 35 + 0,25 × 37 = 26,25 + 9,25 = 35,5 (egyszerű közelítés a tömegszámokkal).

Azonban a pontosabb számításhoz az egyes izotópok tényleges izotóptömegeit kell használni (például Cl‑35 ≈ 34,96885 u és Cl‑37 ≈ 36,96590 u), amelyekkel a súlyozott átlag körülbelül 35,45‑öt ad. Ez a relatív atomtömeg azt is jelenti, hogy a klór moláris tömege körülbelül 35,45 g·mol−1.

Gyakorlati jelentőség és mérés

• A relatív atomtömeg fontos a kémiai számításokhoz: a vegyületek moláris tömegének kiszámításához az elemek relatív atomtömegeit használjuk.
• A relatív atomtömeg mintánként változhat, ha a természetes izotóp‑összetétel eltér (például geológiai vagy biológiai folyamatok miatt). Ezért a táblázatokban megadott standard atomtömegek jellemző, reprezentatív értékek.
• Az atom- és izotóptömegeket precízen tömegspektrometriával, ioncsapdás (Penning‑) mérésekkel és más precíziós eljárásokkal határozzák meg.

Összefoglalva: az atomtömeg az egy atom tényleges tömege (beleértve elektronokat is), az egysége általában u (dalton); a tömegszám A a nukleonok számát adja meg egész számként; a relatív izotóptömeg és a relatív atomtömeg dimenzió nélküli arányszámok, amelyek a szén‑12 egytizenketted részéhez viszonyítva írják le az izotópok illetve az elemminták átlagos tömegét.

Kérdések és válaszok

K: Mi az atomtömeg?

K: Hogyan fejezik ki az atomtömeget?

K: Mekkora a szén-12 atom tömege?

K: Mi határozza meg, hogy egy atom milyen elem?

K: Mik azok az izotópok?

K: Mi a különbség az atomtömeg és a tömegszám között ?

Keresés betűvel