Προτεινόμενοι Σύνδεσμοι:    greece   -   greece hotels   -   ειδησεις   -   greece news   -   ταβλι στο internet   -   livescore   -   νέα
 easypedia

Easypedia.gr
Ελλάδα
Αρχαία Ελλάδα
Ελληνες
Πρωθυπουργοί
Οικονομία
Γεωγραφία
Ιστορία
Γλώσσα
Πληθυσμός
Μυθολογία
Πολιτισμός & Τέχνες
Ζωγραφική
Θέατρο
Κινηματογράφος
Λογοτεχνία
Μουσική
Αρχιτεκτονική
Γλυπτική
Αθλητισμός
Μυθολογία
Θρησκεία
Θετικές & Φυσικές Επιστήμες
Ανθρωπολογία
Αστρονομία
Βιολογία
Γεωλογία
Επιστήμη υπολογιστών
Μαθηματικά
Τεχνολογία
Φυσική
Χημεία
Ιατρική
Φιλοσοφία & Κοινωνικ. Επιστήμες
Αρχαιολογία
Γλωσσολογία
Οικονομικά
Φιλοσοφία
Ψυχολογία
Γεωγραφία
Ασία
Αφρική
Ευρώπη
Πόλεις
Χώρες
Θάλασσες
Ιστορία
Ελληνική Ιστορία
Αρχαία Ιστορία
Βυζάντιο
Ευρωπαϊκή Ιστορία
Πόλεμοι
Ρωμαϊκή Αυτοκρατορία
Σύγχρονη Ιστορία
 

Ατομικό βάρος

Από τη Βικιπαίδεια, την ελεύθερη εγκυκλοπαίδεια

Το ατομικό βάρος (ΑΒ) ή σχετική ατομική μάζα (Ar) είναι ένας αριθμός που αναφέρεται σε ένα στοιχείο ή σε ένα ισότοπο ενός στοιχείου. Εκφράζει τη μάζα του ατόμου κάποιου στοιχείου μετρημένη σε μονάδες ατομικής μάζας και ισούται με τη μάζα σε γραμμάρια που περιέχει ένα mol ατόμων του ισοτόπου ή του στοιχείου.


Πίνακας περιεχομένων

Ορισμός

1. Ατομικό βάρος ισοτόπου στοιχείου

Το ατομικό βάρος ενός ισοτόπου είναι ο αριθμός που δείχνει πόσο μεγαλύτερη είναι η μάζα του ατόμου του ισοτόπου από το 1/12 της μάζας του ατόμου του άνθρακα-12 (12C). Το 1/12 της μάζας του ατόμου του άνθρακα-12 (12C) ονομάζεται μονάδα ατομικής μάζας (amu ή u). Για παράδειγμα το ισότοπο χλώριο-35 (35Cl) έχει ατομικό βάρος ΑΒ=34,968852 u που σημαίνει ότι η μάζα του ατόμου του ισοτόπου αυτού είναι 34,968852 φορές μεγαλύτερο από το 1/12 της μάζας του ατόμου του άνθρακα-12 (12C) και ταυτόχρονα ότι ένα mol του ισοτόπου αυτού έχει μάζα 34,968852 γραμμάρια.

2. Ατομικό βάρος στοιχείου

Το ατομικό βάρος (σχετική ατομική μάζα) ενός στοιχείου είναι η κατά μέσο όρο μάζα του ατόμου του στοιχείου μετρημένη σε μονάδες ατομικής μάζας (u) ή η μάζα του στοιχείου μετρημένη σε γραμμάρια που περιέχεται σε ένα mol ατόμων του στοιχείου (g/mol). Το ατομικό βάρος του στοιχείου προκύπτει από τα ατομικά βάρη των ισοτόπων του λαμβάνοντας υπόψη και την αναλογία με την οποία εμφανίζονται αυτά στη φύση. Για παράδειγμα το χλώριο εμφανίζεται στην επιφάνεια της Γης με δύο σταθερά ισότοπα:

  • Το χλώριο-35 (35Cl) με ατομικό βάρος 34,968852 u σε ποσοστό 75,77%
  • Το χλώριο-37 (37Cl) με ατομικό βάρος 36,965902 u σε ποσοστό 24,23%

Έτσι η σχετική ατομική μάζα του χλωρίου προκύπτει από τη σχέση:

A_r=(34,968852\times75,77%)+(36,965902\times24,23%)\approx 35,45 g/mol

Είναι φανερό ότι το ατομικό βάρος ενός στοιχείου εξαρτάται από το περιβάλλον στο οποίο μελετάμε το στοιχείο αυτό. Έτσι το ατομικό βάρος του χλωρίου ενδέχεται να είναι διαφορετικό σε ένα ουράνιο σώμα που οι αναλογίες των ισοτόπων του είναι διαφορετικές από την επιφάνεια της Γης.

Ιστορία

Το 1808 ο Άγγλος χημικός Τζων Ντάλτον με το έργο του Νέο Σύστημα της Χημικής Φιλοσοφίας (New System of Chemical Philosophy) επαναφέρει την ατομική θεωρία του Δημόκριτου και του Λεύκιππου. Για να εξηγήσει τους νόμους που ανακάλυψε, διατύπωσε τη θεωρία ότι η ύλη αποτελείται από τεράστιο αριθμό μικροσκοπικών και αδιαίρετων σωματιδίων που τα ονόμασε άτομα δανειζόμενος το όνομα από τη θεωρία του Δημόκριτου. Η περιγραφή που έκανε ο Ντάλτον για τα άτομα είναι πολύ διαφορετική από την εικόνα που έχουμε σήμερα για αυτά. Παρόλα αυτά η θεωρία του εξηγούσε ικανοποιητικά τα χημικά φαινόμενα και το πρόβλημα που αμέσως παρουσιάστηκε ήταν η μέτρηση της μάζας των ατόμων. Επειδή τα άτομα είναι υπερβολικά μικρότερα από το γραμμάριο, τη μονάδα μέτρησης που χρησιμοποιούταν, αναγκάστηκαν να μετρήσουν τη μάζα τους συγκριτικά με τη μάζα κάποιου συγκεκριμένου ατόμου. Στην αρχή το άτομο αυτό ήταν του υδρογόνου και στη συνέχεια του οξυγόνου. Από τα μέσα του 20ού αιώνα (1960-1961) επιλέγεται ως μονάδα μέτρησης των ατομικών βαρών η μονάδα ατομικής μάζας (u). Το 1811 ο Ιταλός Αμεντέο Αβογκάντρο διατυπώνει τη θεωρία ότι «ίσοι όγκοι αερίων, στις ίδιες συνθήκες θερμοκρασίας και πίεσης, περιέχουν ίσο αριθμό σωματίων.» Τα σωμάτια της θεωρίας του Αβογκάντρο μπορούσαν να είναι ή άτομα ή συνδυασμοί ατόμων. Η πρόταση αυτή που έμεινε ιστορικά ως «Υπόθεση Αβογκάντρο» εισήγαγε την έννοια του μορίου ως ανεξάρτητη μονάδα και επέτρεψε το προσδιορισμό των ατομικών βαρών των αερίων. Τα σημαντικά προβλήματα του προσδιορισμού των ατομικών βαρών λύνονται το 1860 στην πρώτη συνάντηση των χημικών στην Καρλσρούη από τον Στανισλάο Κανιτσάρο και το 1869 ο Ντμίτρι Μεντελέγιεφ παρουσιάζει τον πρώτο περιοδικό πίνακα των στοιχείων που κατατάσσει τα στοιχεία σύμφωνα με το ατομικό τους βάρος. Το 1896 ο Ανρί Μπεκερέλ ανακαλύπτει τη ραδιενέργεια. Με τη χρήση της ο προσδιορισμός των ατομικών βαρών γίνεται πλέον με μεγαλύτερη ακρίβεια.

Ο όρος ατομικό βάρος (ΑΒ), αν και χρησιμοποιείται σήμερα στη βιβλιογραφία, τείνει να αντικατασταθεί με τον όρο σχετική ατομική μάζα (Ar).

Οι τιμές των ατομικών βαρών

Το μόνο ισότοπο που έχει ατομικό βάρος ακέραιο είναι, σύμφωνα με τον ορισμό, το ισότοπο του άνθρακα-12 (12C) με ατομικό βάρος 12. Το ισότοπο αυτό έχει πυρήνα που αποτελείται από 6 πρωτόνια και 6 νετρόνια. Όλα τα άλλα ισότοπα ή στοιχεία έχουν ατομικά βάρη μη ακέραια με τιμή που διαφέρει λίγο από τον ατομικό τους αριθμό. Αυτό οφείλεται στο έλλειμμα μάζας του πυρήνα, δηλαδή στο γεγονός ότι μέρος της μάζας των πρωτονίων και των νετρονίων του πυρήνα δεσμεύεται (με τη μορφή ενέργειας) για να συγκρατούνται τα στοιχεία του πυρήνα μεταξύ τους (ενέργεια σύνδεσης). Ενδεικτικά αναφέρονται τιμές των ατομικών βαρών μερικών ισοτόπων:

Χρήση του ατομικού βάρους

Με τη χρήση του ατομικού βάρους μπορούμε να υπολογίσουμε:

  • Το μοριακό βάρος μίας χημικής ένωσης ως το άθροισμα των ατομικών βαρών των ατόμων που το αποτελούν.
  • Τη μάζα ενός mol ατόμων που ισούται σε γραμμάρια με το ατομικό βάρος.
  • Τον αριθμό των ατόμων (N) σε μια ποσότητα μάζας ενός στοιχείου:
N=N_A\times{m(g)\over A_r}

NA: ο αριθμός Αβογκάντρο, m(g): η μάζα σε γραμμάρια

Δείτε επίσης


Εξωτερικές συνδέσεις