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 mol ατόμων του ισοτόπου ή του στοιχείου.

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 amu, 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:

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 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 «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 Κανιτζάρο και το 1869 ο Ντμίτρι Μεντελέγιεφ παρουσιάζει τον πρώτο περιοδικό πίνακα των στοιχείων που 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).

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 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

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 () σε μια ποσότητα μάζας ενός στοιχείου:

: ο αριθμός Αβογκάντρο, : η μάζα σε γραμμάρια
Τον αριθμό των ηλεκτρονίων () σε μια ποσότητα μάζας ενός στοιχείου:

: ο ατομικός αριθμός του στοιχείου

Δείτε επίσης
Μονάδα ατομικής μάζας
Mole
Γραμμομοριακή μάζα
Μοριακό βάρος
Αριθμός Αβογκάντρο
Ισότοπο

Εξωτερικοί σύνδεσμοι 
Περιήγηση στο έργο του Ντάλτον
Οι τιμές σταθερών και μονάδων
Χαρακτηριστικά των στοιχείων και των ισοτόπων τους
Ατομικά βάρη των ισοτόπων όλων των στοιχείων

Χημικές ιδιότητες
Ύλη
Άτομα
Μάζα