Die sleutelverskil tussen atoomgewig en atoommassa is dat atoomgewig die gemiddelde gewig van 'n element is, met betrekking tot al sy isotope en hul relatiewe oorvloede, maar atoommassa is die massa van 'n enkele atoom.
Die meeste mense gebruik die terme atoommassa en atoomgewig uitruilbaar. Hulle dra egter verskillende betekenisse, en dit veroorsaak 'n beduidende fout in grootmaatmateriaalberekeninge as ons hierdie twee terme as een neem.
Wat is atoomgewig?
Atoomgewig is die gemiddelde gewig van 'n element, met betrekking tot al sy isotope en hul relatiewe oorvloede. Die meeste van die tye het chemiese elemente isotope; isotope is die verskillende vorme van dieselfde chemiese element. Isotope het dieselfde aantal protone (wat maak dat hulle aan dieselfde chemiese element behoort) en verskillende getalle neutrone in die atoomkern. Daar is verskillende persentasies van verskillende isotope wat in die natuur voorkom. Ons moet die atoommassas van al die isotope en hul persentasies in ag neem wanneer ons die atoomgewig van 'n chemiese element kry. Daar kan ons die gemiddelde massa bereken deur die atoommassas van elke isotoop te gebruik om die atoomgewig te kry. Die atoomgewig wat ons in die periodieke tabel sien, word volgens hierdie verskynsel bereken.
Ons kan die volgende twee stappe vir hierdie berekening gebruik;
- Eers, skakel die persentasies om in desimale waardes deur hulle met 100 te deel.
- Vermenigvuldig vervolgens die atoommassas van elke isotoop vanaf hierdie desimale waardes dienooreenkomstig.
- Tel uiteindelik die antwoorde bymekaar om die finale antwoord te kry.
Video 1: Berekening van die atoomgewig
Voorbeeld: Gestel ons het 98% van C-12-isotoop en 2% van die C-13-isotoop in die natuur. Kom ons bereken die atoomgewig van koolstof deur die atoommassas van hierdie isotope te gebruik.
- Omskakeling na desimale waardes:
- Desimale waarde vir die persentasie van C-12 is 0,98 (verkry deur 98 van 100 te deel).
- Desimale waarde vir die persentasie van C-13 is 0,02 (verkry deur 2 van 100 te deel).
- Vermenigvuldiging van atoommassas van elke isotoop vanaf die desimale waardes:
- 12 x 0,98=11,76
- 13 x 0,02=0,26
- Optelling van antwoorde saam om die finale antwoord te kry:
76 + 0,26=12,02
Uiteindelik kan ons die atoomgewig van die chemiese element koolstof kry as 12,02 amu (atoommassa-eenhede). Boonop kan ons hierdie term as "relatiewe atoommassa" noem, want dit is 'n gemiddelde van werklike atoommassas van isotope.
Wat is atoommassa?
Atome bevat hoofsaaklik protone, neutrone en elektrone. Atoommassa is bloot die massa van 'n atoom. Met ander woorde, dit is die versameling van massas van al die neutrone, protone en elektrone in 'n enkele atoom, spesifiek wanneer die atoom nie beweeg nie (rusmassa). Ons neem slegs die rusmassa, want volgens die grondbeginsels van fisika neem die massas toe wanneer atome teen 'n baie hoë snelheid beweeg. Die massa elektrone is egter aansienlik baie klein in vergelyking met die massas protone en neutrone. Daarom kan ons sê dat die elektrone se bydrae tot 'n atoommassa minder is. Daarom kan ons die massa van 'n elektron verwaarloos wanneer die atoommassa bereken word. Bowenal het verskillende isotope verskillende atoommassas alhoewel hulle aan dieselfde chemiese element behoort omdat hulle verskillende getalle neutrone het.
Figuur 01: Ons kan die massas van protone, neutrone en elektrone van 'n atoom gebruik om die atoommassa te bereken
Boonop is die massas atome uiters klein, so ons kan hulle nie in normale massa-eenhede soos gram of kilogram uitdruk nie. Vir ons doeleindes gebruik ons 'n ander eenheid noem atoommassa-eenheid (amu) om die atoommassa te meet. Net so is 1 atoommassa-eenheid die een-twaalfde van die massa van 'n C-12-isotoop. Wanneer ons 'n massa van 'n atoom van die massa van een twaalfde van die massa van 'n C-12-isotoop verdeel, kan ons sy relatiewe massa kry. In die algemene gebruik wanneer ons die relatiewe atoommassa van 'n element sê, bedoel ons egter hul atoomgewig (omdat ons dit bereken met inagneming van al die isotope).
Wat is die verskil tussen atoomgewig en atoommassa?
Meeste van die kere gebruik ons die terme atoomgewig en atoommassa as dieselfde. Hierdie twee terme verskil egter hoofsaaklik volgens die definisie van mekaar. Daarom, volgens die definisie, is die sleutelverskil tussen atoomgewig en atoommassa dat die atoomgewig die gemiddelde gewig van 'n element is, met betrekking tot al sy isotope en hul relatiewe hoeveelhede, terwyl die atoommassa die massa van 'n enkele atoom is..
Verder kan ons nog 'n belangrike verskil tussen atoomgewig en atoommassa identifiseer deur die manier om elke waarde te bereken te oorweeg; ons moet die atoomgewig bereken deur die persentasie oorvloed van al die isotope van 'n chemiese element in die natuur te gebruik, terwyl ons die atoommassa kan bereken bloot deur die massas protone, neutrone en elektrone van 'n atoom by te tel.
Opsomming – Atoomgewig vs Atoommassa
Atoomgewig en atoommassa is twee belangrike terme wat ons dikwels in chemiese berekeninge gebruik. Die belangrikste verskil tussen atoomgewig en atoommassa is dat atoommassa die gemiddelde gewig van 'n element is, met betrekking tot al sy isotope en hul relatiewe oorvloede, terwyl atoommassa die massa van 'n enkele atoom is.
