Ατομικό βάρος

Το ατομικό βάρος (ΑΒ) ή (σχετική ή μέση) 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 μολ ατόμων του ισοτόπου ή του 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 amu, που σημαίνει ότι η μάζα του ατόμου του ισοτόπου αυτού είναι 34,968852 φορές μεγαλύτερη από το 1/12 της μάζας του ατόμου του άνθρακα-12 (12C) και ταυτόχρονα ότι ένα μολ του ισοτόπου αυτού έχει μάζα 34,968852 γραμμάρια. 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 μολ 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 × 75 , 77 % ) + ( 36 , 965902 × 24 , 23 % ) ≈ 35 , 45 g / m o l {\displaystyle A_{r}=(34,968852\times 75,77\%)+(36,965902\times 24,23\%)\approx 35,45g/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. Το 1808 ο Άγγλος χημικός Τζον Ντάλτον με το έργο του Νέο σύστημα 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 πάρα πολύ μικρά και η μάζα τους δε μπορεί να μετρηθεί με το γραμμάριο, 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 (amu ή 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 Νόμος του Αβογκάντρο εισήγαγε την έννοια του μορίου ως ανεξάρτητης μονάδας και επέτρεψε τον 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 Κανιτζάρο και το 1869 ο Ντμίτρι Μεντελέγιεφ παρουσιάζει τον πρώτο περιοδικό πίνακα των στοιχείων όπου κατατάσσει τα στοιχεία σύμφωνα με το ατομικό τους βάρος. Ο όρος ατομικό βάρος (ΑΒ), αν και χρησιμοποιείται σήμερα στη βιβλιογραφία, τείνει να αντικατασταθεί με τον όρο σχετική ατομική μάζα (Ar). 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 μαζικό 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: Ουράνιο-238 (238U) Ar=238,05078 u Οξυγόνο-16 (16O) Ar=15,994914 u Χρυσός-197 (197Au) Ar=196,96655 u 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 μολ ατόμων που ισούται σε γραμμάρια με το ατομικό βάρος. Τον αριθμό των ατόμων ( N {\displaystyle N} ) σε μια ποσότητα μάζας ενός στοιχείου: N = N A × m ( g ) A r {\displaystyle N=N_{A}\times {m(g) \over A_{r}}} N A {\displaystyle N_{A}} : ο αριθμός Αβογκάντρο, m ( g ) {\displaystyle m(g)} : η μάζα σε γραμμάρια Τον αριθμό των ηλεκτρονίων ( N e {\displaystyle N_{e}} ) σε μια ποσότητα μάζας ενός στοιχείου: N e = Z × N A × m ( g ) A r {\displaystyle N_{e}=Z\times {N_{A}\times {m(g) \over A_{r}}}} Z {\displaystyle Z} : ο ατομικός αριθμός του στοιχείου Μονάδα ατομικής μάζας Γραμμομόριο Γραμμομοριακή μάζα Μοριακό βάρος Αριθμός Αβογκάντρο Ισότοπο Περιήγηση στο έργο του Ντάλτον Οι τιμές σταθερών και μονάδων Χαρακτηριστικά των στοιχείων και των ισοτόπων τους Ατομικά βάρη των ισοτόπων όλων των στοιχείων