Masă atomică. Izotopi. Mol de atomi

Am văzut data trecută că un atom e format dintr-un nucleu, unde se găsesc protonii și neutronii,

și dintr-un înveriș electronic, unde se găsesc electronii.

Nucleul atomului, prin numărul de protoni pe care îi conține, este caracteristica definitorie a elementelor chimice,

numărul de protoni oferind identitatea fiecărui atom în parte.

Este un număr extrem de stabil, care iese neatins din reacțiile chimice.

Electronii, în schimb, pot sări de la un atom la altul, lor când e nevoie de asta, pentru ca reacțiile chimice să aibă loc.

Deci, electronii sunt cu mult mai interesanți decât particulele din nucleu.

Neutronii sunt și ei importanti în felul lor, dar, pe exemplu, numărul lor nu schimbă identitatea unui atom.

Unul dintre cele mai importante lucruri care definească un atom e sarcina electrică,

iar neutronii nu au sarcină, deci nu prea influențează proprietățile atomilor.

Dar, noi știm că sarcinele identice se resping între ele.

Imaginați-vă un nucleu fără neutroni.

Acesta nu ar exista, de fapt.

Protonii s-ar respinge mult prea puternic.

Spre exemplu, în cazul carbonului, cei șase proton din nucleu nu ar sta împreună așa cu minți,

dacă nu ar fi neutronii care să tempereze reacțiile de respingere dintre protonii care au cu toții sarcină pozitivă.

Deci, carbonul are nevoie de șase neutroni care să țină împreună în nucleu cei șase proton.

Dar aici se întâmplă un lucru foarte interesant.

Cei șase protoni pot fi ținuți împreună și de șapte neutroni sau de opt neutroni.

Deci, există trei tipuri de carbon stabil în natură cu acest număr atomic Z egal șase, dar cu număr de neutron diferit.

Și pentru că numărul de neutron e diferit, rezultă că și numărul de masă A este diferit.

Așadar, cele trei tipuri de carbon sunt carbon 12, care are șase proton și șase neutroni în nucleu și șase electroni în învelișul electronic.

Carbon 13, acesta are șase proton și șapte neutroni în nucleu și șase electroni.

Și carbon 14, care are șase proton și opt neutroni în nucleu și tot șase electroni în înveliș.

Aceste specii de atomi cu același număr atomic Z, dar cu număr de masă A diferit, se numesc izotopi.

După cum am văzut, un izotop se notează cu același simbol ca și elementul chimic.

Majoritatea elementelor se găsesc în natură ca amestecuri de izotopi.

Din cele 92 de elemente naturale cunoscute, 69 sunt amestecuri de izotopi stabili.

De exemplu, și uraniul, care e un element radioactiv și are numărul atomic Z egal cu 92, se găsește în natură ca un amestec de trei izotopi,

și anume, uraniul 234, care are în nucleul său 142 de neutroni și 92 de protoni, uraniul 235, care conține în nucleu 143 de neutroni și 92 de protoni,

și uraniul 238, care conține în nucleu 146 de neutroni și 92 de protoni.

Pentru a putea continua discuția despre izotop și masele lor atomice, va trebui să vedem mai întâi cum se măsoară masa unui atom în general.

Masa unui atom este foarte, foarte mică în raport cu unitatea de măsură utilizată în sistemul internațional, adică în raport cu kilogramul.

De aceea, masele atomilor se exprimă sub formă de multipli ai unității atomice de masă.

O unitate atomică de masă, care se notează prin U sau UAM, după cum am spus și în lecția trecută, este egală, prin convenție, cu a 12a parte din masa unui atom al izotopului de carbon 12.

O unitate atomică de masă ar fi egală cu 0,166 ori 10 la minus 26 de kilograme.

Deci numărul ăsta arată cam așa, 0,000166 și aici ar trebui să fie 26 de zerouri.

Așa că mai bine folosim unitățile atomice de masă ca să nu ne încurcăm în atâtea zerouri și virgule.

Și astfel, masa atomică relativă sau masa atomică reprezintă numărul care arată de câte ori masa unui atom este mai mare decât unitatea atomică de masă, adică de câte ori masa unui atom este mai mare decât a 12a parte din masa unui atom de carbon 12.

Bun, deci acum putem reveni la izotop.

Am văzut în cazul izotopilor că numărul atomic Z nu se schimbă, dar se schimbă masa atomică relativă.

Și astfel, masa atomică a unui element care se găsește în natură sub forma a mai mulți izotopi stabili este dependentă de masa atomică relativă a izotopilor,

pe care o vom nota cu A1 pentru izotopul cu numărul 1 și cu A2 pentru izotopul cu numărul 2 și tot așa în funcție de câți izotopi are elementul, deci A1, A2, An.

Iar masa atomică a unui element mai este dependentă și de procentul sau abundența izotopilor în compoziția elementului în natură.

Procentele le vom nota cu A1 la 100%, A2 la 100% și până la An la 100%.

Această masă atomică se numește masa atomică relativă medie și este masa atomică trecută în tabelul periodic în dreptul fiecărui element.

Dacă vă veți uita în tabel, veți observa că majoritatea maselor atomice sunt numere raționale, numere cu virgulă.

De exemplu, în cazul clorului, masa atomică este 35,45.

Să vedem cum s-a ajuns la această valoare.

Clorul se găsește în natură sub forma a doi izotopi stabili și anume Clor-35 și Clor-37.

Izotopul de Clor-35 are în nucleu 17 protoni și 18 neutroni și iar în învelișul electronic are 17 electroni.

Izotopul de Clor-37 are în nucleul său 17 protoni și 20 de neutroni iar în învelișul electronic are 17 electroni.

În tabel sunt reprezentate masele izotopilor de Clor în unități atomice de masă și compoziția procentuală acelor doi izotopi ai Clorului în natură.

Vedem că în cazul izotopului de Clor-35 masa este de 34,97 iar procentul este de 75,77.

În cazul izotopului de Clor-37 masa este de 36,95 unități atomice de masă iar procentul cu care se găsește în natură este de 24,23.

Această compoziție procentuală reprezintă numărul relativ al atomilor izotopilor.

Vedem că procentul izotopului de Clor-37 este mai mic, este 24,23.

Asta înseamnă că în 10.000 de atomi a izotopilor de Clor, numărul de atom de Clor-37 este de 2.423 iar numărul izotopilor de Clor-35 este 7.577.

Masa atomică relativă medie a unui amestec de izotop se calculează cu această relație.

Masa atomică relativă fie notată cu aer.

Deci masa atomică relativă a Clorului va fi egală cu masa atomică a izotopului de Clor-35 înmulțit cu procentul acestui izotop supra 100 plus masa izotopului de Clor-37

înmulțit cu procentul acestui izotop supra 100.

Astfel obținem masa atomică relativă medie a Clorului care este 35,45.

Așadar, izotopii diferiți, ai unui element, au mase diferite, dar au același număr de protonii nucleu, adică același număr atomic zeni.

Deci au aceleași proprietăți chimice și sunt aceleași elemente și astfel aparțin în același loc din tabelul periodii.

De fapt, cuvântul izotop înseamnă același loc.

Însă trebuie să fim atenți să nu confundăm numărul de masă A cu masa atomică despre care tocmai am vorbit.

Numărul de masă A este întotdeauna un număr întreg.

Este simplă adunare dintre numărul de proton și numărul de neutron dintr-un atom și astfel nu este în niciun caz o medie a maselor atomice a tuturor izotopilor unui element.

Dar există și o exprimare a maselor atomice într-o unitate de măsură cu care noi suntem mai obișnuiți și anume îngrame.

Masa atomică a oricărui element, exprimată îngrame, se numește mol de atom.

Putem privi molul puțin altfel.

Când chimiștii au de-a face cu atom și molecule, ei au nevoie de o unitate de măsură, ușor de folosit,

care să ia în considerare dimensiunile foarte, foarte mici ale atomilor și ale moleculelor și să facă trecerea între aceste dimensiuni foarte mici și lumea vizibilă pe care noi o putem înțelege.

Și această unitate de măsură este molul.

Un mol de atom reprezintă cantitatea îngrame dintr-o substanță simplă care conține 6.022 ori 10 la puterea 23 atom.

Acest număr se numește numărul lui Avogadro și este notat cu N-A.

Numărul lui Avogadro este numărul de atom conținut în exact 12 grame de carbon-12.

Numărul de atom conținut în 12 grame de carbon ar fi de fapt acesta.

Deci vedem că este un număr foarte, foarte mare, așa că eu personal prefer să-l notez cu N-A, adică numărul lui Avogadro.

Deci masa atomică a oricărui element exprimată în grame se numește mol de atom.

Uneori se folosește și termenul de atom-gram după denumirea veche în loc de termenul de mol de atom.

Să luăm un exemplu.

Masa de un atom-gram sau un mol de atom de neon reprezintă cantitatea de neon care conține 6.022 ori 10 la puterea 23, adică numărul lui Avogadro, atom de neon și are valoarea de 20.18 grame.

În calcule se consideră de obicei valoarea rotunjită a masei atomice. Cantitatea de 20 grame de neon corespunde deci unui mol de atom de neon.

Masa de un atom-gram de oxigen reprezintă cantitatea de oxigen care conține 6.022 ori 10 la puterea 23, atom de oxigen și are valoarea de 15.99 grame.

În calcule vom lua în considerare valoarea de 16 grame.

Așadar, știm acum mai multe despre protoni și neutroni și despre ce înseamnă aceștia pentru un atom, dar pentru că electronii și ceea ce fac ei este mult mai interesant,

în următoarele lecții va fi vorba despre învelișul electronic al unui atom și despre configurațiile electronice.