Atoommassa

in Wikipedia, die vrye ensiklopedie
Jump to navigation Jump to search

Die atoommassa, met verwysing na sekere isotope van 'n chemiese element, is die massa van een atoom van die isotoop uitgedruk in verenigde atoommassaeenhede (ame). Die ame is staan ook as 'n dalton (simbool: Da) bekend.[1] Die atoommassa is so gedefinieër dat die atoommassa van koolstof-12 presies 12 ame is. Geen ander isotoop se massa werk uit tot 'n heelgetal nie, vanweë die effek van die bindingsenergie in die kern. Daar is altyd 'n massatekort of -oorskot.

Met die uitsondering van sekere kunsmatige isotope met 'n kort halfleeftyd is die atoommassa van 'n isotoop by benadering 'n heelgetal: in die meeste gevalle is die eerste getal na die desimaal 'n 0 of 'n 9. Die afgeronde heelgetal word die massagetal genoem en is die die aantal protone en neutrone in die atoomkern. Byvoorbeeld, 11He, die isotoop met die ligste kern, het 'n atoommassa van 1,007 Da, 5626Fe, die isotoop met die hoogste verbindingsenergie per nukleon het 'n atoommassa van 55,934 Da terwyl 23892U, die swaarste natuurlike voorkomende isotoop het 'n atoommassa van 238,050 Da.

Die patroon in die hoeveelhede waarmee die atoommassas van hulle massagetalle afwyk is as volg: die afwyking begin positief by waterstof-1 en word negatief totdat 'n minimum bereik word by yster-56, waarna dit met toenemende massaetalle toeneem tot positiewe waardes vir die swaar isotope. Dit stem ooreen met die volgende: kernsplyting (klowing) in 'n ligter element swaarder as yster stel energie vry en fisie van enige element ligter as yster vereis energie; die teenoorgestelde is waar vir kernfusie (versmelting) reaksies - fusie van elemente ligter as yster stel energie vry, terwyl splyting van elemente swaarder as yster energie vereis.

Die atoommassa (ook die relatiewe atoommassa of gemiddelde atoommassa) soos dit op die periodieke tabel verskyn, is die gemiddelde atoommassa van al die chemiese element se stabiele isotope. Dit is 'n geweegde gemiddelde wat die relatieve natuurlike verspreiding van die isotope reflekteer. Die syfer verteenwoordig dan die massa in gram van een mol van die element se atome, dikwels ook na verwys as die molmassa. Die term atoomgewig word tans uitgefaseer.

'n Soortgelyke definisie het betrekking op molekules; wat die molekulêre massa genoem word. 'n Mens kan die molekêre massa bereken deur die som van die atoommassas van elke element waaruit die molekule saamgestel is en die verhouding waarin dit in die molekule voorkom soos weergegee in sy chemiese vergelyking. Soortgelyk bestaan daar 'n formule-massa vir stowwe wat nie molekules vorm nie.

'n Direkte vergelyking en meting van die massas van atome en molekules word moontlik gemaak deur massa-spektrometrie.

Een mol van 'n stof bevat altyd 'n hoeveelheid van daardie stof gelykstaande aan die atoom- of molekulêre massa van die stof in gram uitgedruk. Neem byvoorbeeld yster met 'n atoommassa van 55,847: Dit beteken dat een mol ysteratome 'n massa van 55,847 gram sal hê.

Geskiedenis[wysig | wysig bron]

Voor die 1960's is die hoeveelheid gedefinieer op so 'n manier dat die suurstof-16 isotoop 'n atoommassa van 16 gehad het. Die isotope, suurstof-17 en suurstof-18, teenwoordig in suurstof in die natuur is egter nie deur sommige wetenskaplikes buite rekening gelaat nie en het daartoe gelei dat daar twee verskillende tabelle vir atoommassa ontstaan het.

Chemici en fisici het dus voorheen twee verskillende massaskale gebruik. Die chemici het 'n skaal gebruik waar aanvaar is dat die natuurlike mengsel van suurstof-isotope 'n atoommassa van 16 gehad het, terwyl die fisici 'n getal van 16 aan die mees algemene isotoop (die een met agt protone en 8 neutrone) toegeken het. Die verenigde skaal wat op koolstof-12 (12C) gebaseer is het aan die fisici se behoefte aan 'n skaal wat op 'n suiwer isotoop gebaseer is bevredig terwyl dit ook numeries naby aan die chemici se skaal was.

Sien ook[wysig | wysig bron]

Verwysings[wysig | wysig bron]

Eksterne skakels[wysig | wysig bron]