Forskel mellem atomvægt og massetal

Det vigtigste forskel mellem atomvægt og massetal er det atomvægt er den gennemsnitlige masse beregnet i betragtning af alle isotoper, hvorimod massetal er massen af ​​en bestemt isotop.

Vi kan karakterisere atomer ved deres atomnummer og massetal. I den periodiske tabel er atomer arrangeret i henhold til deres atomnummer. Massens antal af et element er relateret til dets masse. Dog giver det ikke den nøjagtige masse af atomet. Atomvægt er en anden måde at udtrykke atomernes vægt på, men dette adskiller sig fra atommassen. Det er dog vigtigt at identificere betydningen af ​​disse terminologier separat, fordi de kan gøre store forskelle i målinger, hvis vi bruger dem om hverandre.

INDHOLD

1. Oversigt og nøgleforskel
2. Hvad er atomvægt 
3. Hvad er massenummer
4. Sammenligning side ved side - Atomvægt vs massetal i tabelform
5. Resume

Hvad er atomvægt?

Atomer indeholder hovedsageligt protoner, neutroner og elektroner. Atommasse er simpelthen massen af ​​et atom. De fleste af atomerne i den periodiske tabel har to eller flere isotoper. Isotoper adskiller sig fra hinanden ved at have et andet antal neutroner, selvom de har den samme mængde protoner og elektroner. Da deres neutronmængde er forskellig, har hver isotop en anden atommasse. Atomvægt er den gennemsnitlige vægt, vi beregner under hensyntagen til alle masser af isotoper. Hver isotop er til stede i miljøet i forskellige procenter. Når vi beregner atomvægten, er vi nødt til at overveje både isotopmasse og deres relative forekomst.

Figur 01: Kobbers standardatvægt

Derudover er masserne af atomer ekstremt små, så vi kan ikke udtrykke dem i normale masseenheder som gram eller kilogram. Vægtene angivet i den periodiske tabel beregnes som ovenfor og er angivet som relativ atommasse.

Imidlertid er IUPAC-definitionen for atomvægt som følger:

"En atomvægt (relativ atommasse) af et element fra en specificeret kilde er forholdet mellem den gennemsnitlige masse pr. Atom af elementet og 1/12 af massen af ​​et atom på 12C."

Massen af ​​den mest rigelige isotop bidrager mere til atomvægten. For eksempel er den naturlige forekomst af Cl-35 75,76%, mens overfloden af ​​Cl-37 er 24,24%. Den atomære vægt af klor er 35.453 (amu), hvilket er tættere på massen af ​​Cl-35 isotop.

Hvad er massenummer?

Massetallet er det samlede antal neutroner og protoner i atomens kerne. Vi kalder normalt samling af neutroner og protoner som nukleoner. Derfor kan vi også definere massetallet som antallet af nukleoner i et atom.

Normalt betegner vi denne værdi i elementets venstre øverste hjørne (som superscript) som en heltalværdi. Forskellige isotoper har forskellige massetal, fordi deres neutroner varierer. Massetallet på et element giver således massen af ​​elementet i heltal. Forskellen mellem massetal og atomnummer for et element giver antallet af dets neutroner.

Hvad er forskellen mellem atomvægt og massetal?

Den vigtigste forskel mellem atomvægt og massetal er, at atomvægt er den gennemsnitlige masse beregnet i betragtning af alle isotoper, hvorimod massetal giver massen af ​​den specifikke isotop. Det meste af tiden er masseantallet betydeligt forskellig fra atomvægten. For eksempel har brom to isotoper. Massetallet for den ene isotop er 79, mens massetallet for den anden isotop er 81. Desuden er atomvægten af ​​brom 79.904, hvilket adskiller sig fra begge isotopmasserne.

Sammendrag - Atomvægt vs massetal

Atomvægt og massetal er to forskellige begreber inden for kemi. Den vigtigste forskel mellem atomvægt og massetal er, at atomvægt er den gennemsnitlige masse beregnet i betragtning af alle isotoper, mens massetal giver massen af ​​den specifikke isotop.

Reference:

1. Helmenstine, Anne Marie. “Atomisk massedefinition: Atomisk vægt.” ThoughtCo, 22. januar, 2019, tilgængelig her.

Billede høflighed:

1. “CIAAW 2013 - Standard atomvægt for kobber (29, Cu)” Af DePiep - Eget arbejde (CC BY-SA 4.0) via Commons Wikimedia