Sejarah Perkembangan Massa Atom
Dalam sejarah kimia ilmuwan pertama untuk menentukan berat atom adalah John Dalton antara 1803 Р1805 dan J̦ns Jakob Berzelius antara 1808 Р1826. Atom berat pada awalnya didefinisikan relatif terhadap hidrogen unsur terringan diambil sebagai 1,00, dan pada 1820 hipotesis Prout menyatakan bahwa massa atom dari semua elemen akan membuktikan melalui aturan seluruh nomor untuk kelipatan tepat dari ini berat hidrogen. Namun, segera terbukti bahwa hipotesis ini tidak selalu terus, dan dalam beberapa elemen seperti klorin, berat atom jatuh hampir persis antara dua kelipatan berat hidrogen. Namun kemudian, sebagaimana yang diamati, ini terbukti efek isotop, dan massa atom isotop murni, atau nuklida merupakan kelipatan dari massa hidrogen untuk dalam waktu sekitar 1%.
Pada tahun 1860-an Cannizzaro Stanislao berat atom disempurnakan dengan menggunakan Hukum Avogadro (terutama pada Kongres Karlsruhe dari 1860). Ia merumuskan undang-undang untuk menentukan berat atom dari unsur: jumlah yang berbeda dari unsur yang sama yang terkandung dalam molekul yang berbeda, semua kelipatan seluruh berat atom dan ditentukan bobot atom dan berat molekul dengan membandingkan kepadatan uap dari kumpulan gas dengan molekul yang mengandung satu atau lebih unsur kimia dalam pertanyaan.
Pada awal abad kedua puluh, sampai tahun 1960-an ahli kimia dan fisika menggunakan dua skala massa atom berbeda. Para ahli kimia menggunakan skala seperti yang campuran alami oksigen isotop memiliki massa atom 16, sedangkan fisikawan ditugaskan jumlah yang sama 16 atas massa atom isotop oksigen paling umum (mengandung delapan proton dan delapan neutron). Namun, karena oksigen-17 dan oksigen-18 yang juga hadir di alam oksigen ini menyebabkan 2 tabel berbeda dari massa atom. Terpadu skala berdasarkan karbon 12, C-12, fisikawan bertemu “kebutuhan untuk skala dasar pada isotop murni, sementara numerik dekat dengan ahli kimia skala”.
Berat atom jangka sedang perlahan-lahan dihapus dan digantikan dengan massa atom relatif, di saat penggunaan paling. Sejarah pergeseran dalam mencapai tata-nama, kembali ke tahun 1960 dan telah menjadi sumber perdebatan dalam komunitas ilmiah. Perdebatan sebagian besar diciptakan oleh penerapan unit massa atom terpadu dan kesadaran bahwa berat itu dalam beberapa hal istilah yang tidak tepat. Argumen untuk mempertahankan “istilah berat atom” terutama bahwa itu adalah istilah dipahami dengan baik kepada mereka di lapangan, bahwa istilah “atom massa” sudah digunakan (seperti saat ini didefinisikan) dan bahwa istilah “relatif atom massa” itu dalam beberapa hal berlebihan. Pada tahun 1979, dalam sebuah langkah kompromi, definisi itu halus dan massa istilah “atom relatif” diperkenalkan sebagai sinonim sekunder. Dua puluh tahun kemudian keunggulan tersebut akan dibalik sinonim dan istilah “massa atom relatif” sekarang istilah pilihan namun “bobot atom standar” mempertahankan nama yang sama.
Ide awal dari Massa Atom
Dalton bukan yang pertama mengemukakan gagasan atom: konsep, berasal dari Yunani kuno, sudah ada lebih dari 2.000 tahun. Namun, teori atom belum pernah diambil terus dalam dunia ilmu pengetahuan atau setidaknya, apa yang berlalu bagi ilmu sebelum revolusi abad ketujuh belas dalam pemikiran dibawa oleh Galileo Galilei (1564-1642) dan lain-lain.
Dipengaruhi oleh beberapa pendahulu dibedakan, Dalton pada tahun 1803 merumuskan teori bahwa alam terbentuk dari partikel kecil, sebuah ide-nya yang disajikan dalam Sistem Baru Kimia Filsafat (1808). Dalton adalah orang pertama yang memperlakukan atom sepenuhnya fisik konstruksi. Sebaliknya, para pendukung kuno atomisme dikandung partikel fundamental dalam istilah yang ideal atau spiritual. Dalton menggambarkan atom sebagai keras, padat, terbagi partikel tanpa-definisi dalam sebuah ruang yang tidak bertahan, karena nanti penelitian ilmiah mengungkapkan kompleksitas atom. Namun ia benar dalam mengidentifikasi atom memiliki berat atau seperti ilmuwan mengatakan hal ini, massa.
Pertama Tabel Berat Atom
Setahun setelah penerbitan buku Dalton, sebuah penemuan oleh kimiawan dan fisikawan Perancis Joseph Gay-Lussac (1778-1850) dan naturalis Jerman Alexander von Humboldt (1769-1859) menawarkan petunjuk. Humboldt dan Gay-Lussac-terkenal dengan hukum gas itu menghubungkan tekanan dan temperatur, menemukan bahwa gas bergabung untuk membentuk senyawa dalam proporsi yang sederhana dengan volume.
Misalnya, sebagai Humboldt dan Gay-Lussac menemukan, air terdiri dari dua unsur: hidrogen dan oksigen, dan kedua bergabung dalam rasio jumlah seluruh 8:1. Dengan memisahkan air menjadi komponen-komponennya, mereka menemukan bahwa untuk setiap bagian dari oksigen, ada delapan bagian hidrogen. Sekarang kita tahu bahwa molekul-molekul air terbentuk oleh dua atom hidrogen, dengan massa atom rata-rata masing-masing 1,008 Amu, dan satu atom oksigen. Rasio antara rata-rata massa atom oksigen (16,00 Amu) dan bahwa dari dua atom hidrogen memang sangat hampir 8:1.
Pada awal abad kesembilan belas, bagaimanapun, ahli kimia tidak punya konsep struktur molekul, atau pengetahuan dari massa atom unsur. Mereka hanya bisa terus menebak : maka Dalton, dalam penyusunan pertama di dunia “Tabel Berat Atom”, harus membuat beberapa asumsi berdasarkan Humboldt dan Gay-Lussac. Agaknya, Dalton beralasan, hanya satu atom menggabungkan hidrogen dengan satu atom oksigen untuk membentuk atom air. Dia ditugaskan untuk hidrogen berat 1, dan menurut ini, menghitung berat oksigen sebagai 8.
Avogadro dan Berzelius Meningkatkan Kerja Dalton
Implikasi dari penemuan Gay-Lussac bahwa zat gabungan di seluruh rasio-nomor yang mencengangkan. (Gay-Lussac, yang mempelajari gas untuk sebagian besar karirnya, biasanya diberikan kredit lebih dari Humboldt, seorang penjelajah dan ahli botani yang tangannya dalam banyak hal). Di satu sisi, para ilmuwan lebih belajar tentang alam, semakin kompleks tampaknya, tetapi di sini adalah sesuatu yang luar biasa sederhana. Alih-alih menggabungkan dalam proporsi dari, katakanlah, 8,3907-1,4723, oksigen dan hidrogen membentuk molekul, baik bersih, rasio dari 8 ke 1. Ini dilayani untuk mengilustrasikan kenyataan bahwa, sebagai Dalton telah menyatakan, partikel dasar materi harus sangat kecil, jika tidak, akan mustahil untuk setiap kuantitas kemungkinan hidrogen dan oksigen dalam air untuk memiliki rasio yang sama.
Tertarik oleh karya Gay-Lussac, Avogadro tahun 1811 mengusulkan bahwa volume gas yang sama memiliki jumlah partikel yang sama jika diukur pada suhu dan tekanan yang sama. Dia juga melanjutkan untuk mengatasi masalah yang diajukan oleh kerja Dalton. Jika atom itu dapat dibagi, seperti Dalton telah menunjukkan, bagaimana mungkin ada oksigen baik sebagai atom sendiri dan juga sebagai bagian dari air sebuah "atom"? Air, sebagai Avogadro benar dihipotesiskan, tidak terdiri dari atom-atom tetapi molekul, yang dengan sendirinya terbentuk dari bergabungnya dua atom hidrogen dengan satu atom oksigen.
Teori molekul Avogadro membuka jalan ke klarifikasi massa atom dan pengembangan mol yang seperti telah kita lihat, memungkinkan untuk menentukan massa untuk kuantitas besar molekul. Namun, ide itu tidak segera mendapatkan penerimaan. Hanya pada tahun 1860, empat tahun setelah kematian Avogadro, (Italia) kimiawan Stanislao Cannizzaro (1826-1910) membangkitkan konsep molekul sebagai cara untuk mengatasi perbedaan pendapat di antara para ilmuwan mengenai penentuan massa atom.
Sementara itu, kimiawan Swedia, Jons Berzelius (1779-1848) telah mengadopsi metode Dalton membandingkan semua “berat atom” dengan hidrogen. Pada tahun 1828, Berzelius menerbitkan tabel berat atom, daftar 54 unsur bersama dengan berat mereka relatif terhadap hidrogen. Jadi karbon, dalam sistem Berzelius, memiliki berat 12. Tidak seperti tokoh Dalton, Berzelius adalah sangat dekat dengan yang digunakan oleh para ilmuwan hari ini. Pada saat kimiawan Rusia Dmitri Mendeleev lvanovich (1834-1907) menciptakan tabel periodik di 1869, ada 63 unsur yang dikenal. Itu meja pertama mempertahankan sistem pengukuran massa atom dibandingkan dengan hidrogen.
Penemuan Struktur subatom
Sampai ilmuwan mulai menemukan adanya sub-atomik struktur, ukuran massa atom tidak bisa benar-benar kemajuan. Kemudian pada tahun 1897, fisikawan Inggris JJ Thomson (1856-1940) mengidentifikasi elektron. Sebuah partikel yang memiliki muatan negatif, elektron sedikit memberikan kontribusi massa atom, tapi cara menunjuk keberadaan partikel lain dalam atom. Pertama-tama, harus ada muatan positif untuk mengimbangi yang dari elektron, dan kedua item atau item memberikan muatan positif ini harus menjelaskan sebagian besar massa atom.
Pada awal abad kedua puluh, Thomson mahasiswa Ernest Rutherford (1871-1937) menemukan bahwa atom memiliki inti, pusat sekitar yang elektron bergerak, dan bahwa inti mengandung partikel bermuatan positif yang disebut proton. Proton memiliki massa 1.836 kali lebih besar dari yang elektron, dan dengan demikian tampak ke account untuk massa atom total. Kemudian, Rutherford dan Frederick Soddy kimiawan Inggris (1877-1956) menemukan bahwa jika atom dipancarkan beberapa jenis partikel, massa atom diubah.
Isotop dan Massa Atom
Rutherford dan Soddy bernama atom-atom yang berbeda massa isotop, meskipun pada titik karena neutron belum ditemukan-mereka tidak tahu persis apa yang menyebabkan perubahan massa. Beberapa jenis isotop, Soddy dan Rutherford menyimpulkan, memiliki kecenderungan untuk peluruhan, bergerak (kadang-kadang selama periode besar waktu) terhadap stabilisasi. Isotop seperti itu radioaktif.
Soddy menyimpulkan bahwa massa atom, sebagaimana diukur oleh Berzelius, sebenarnya rata-rata angka massal untuk semua isotop dalam elemen tersebut. Ini menjelaskan masalah dengan tabel periodik Mendeleev, di mana tampaknya ada penyimpangan dalam kenaikan massa atom dari elemen ke elemen. Jawaban untuk variasi dalam massa, ternyata, terkait dengan jumlah isotop yang terkait dengan elemen tertentu: semakin besar jumlah isotop, semakin mempengaruhi ukuran keseluruhan massa elemen itu.
Massa atom rata-rata
Berkat penemuan Chadwick, neutron, menjadi jelas mengapa deuterium beratnya hampir dua kali lipat hidrogen biasa. Hal ini pada gilirannya adalah alasan mengapa sebuah sampel besar hidrogen, karena tidak mengandung sedikit molekul deuterium di sana-sini, tidak memiliki massa atom rata-rata sama proton. Hari ini para ilmuwan tahu bahwa ada ribuan isotop banyak dari mereka yang stabil, tetapi lebih banyak lagi dari mereka tidak stabil atau radioaktif untuk unsur-unsur 100-plus pada tabel periodik. Setiap isotop, tentu saja, memiliki massa atom yang sedikit berbeda. Kesadaran ini telah menyebabkan klarifikasi tokoh massa atom.
Orang mungkin bertanya bagaimana tokoh massa atom ditentukan. Di masa lalu, seperti telah kita lihat, itu adalah sebagian besar masalah dugaan, tapi hari ini kimia dan fisika menggunakan peralatan sangat canggih disebut spektrometer massa. Pertama, atom menguap, kemudian berubah menjadi ion bermuatan positif, atau kation, dengan “menjatuhkan” elektron. Kation ini kemudian disampaikan melalui medan magnet, dan ini menyebabkan mereka dibelokkan oleh jumlah tertentu, tergantung pada ukuran muatan dan massa atomnya. Partikel-partikel akhirnya berakhir pada deflektor piring, di mana jumlah lendutan dapat diukur dan dibandingkan dengan tuduhan itu. Sejak 1 Amu telah dihitung untuk sama sekitar 931,494 MeV, atau mega-elektron volt, angka yang sangat akurat dapat ditentukan.
Unit Kalibrasi Massa Atom
Ketika 1 dibagi dengan nomor Avogadro, hasilnya adalah 1,66.10-24, dalam gram, 1 Amu. Namun, sesuai dengan perjanjian 1960 antara anggota komunitas ilmiah internasional, ukuran massa atom mengambil sebagai titik referensi mereka massa karbon-12. Tidak hanya adalah isotop karbon-12 yang ditemukan dalam semua makhluk hidup, tetapi hidrogen standar obligasi bermasalah karena begitu mudah dengan unsur-unsur lainnya. Menurut perjanjian 1960, 1 Amu secara resmi 1 / 12 massa atom karbon-12, yang tepat nilai (diuji ulang pada tahun 1998), adalah 1,6653873.10-24 g.
Karbon-12, kadang-kadang direpresentasikan sebagai berisi enam proton dan enam neutron. (Seperti yang dijelaskan dalam tentang Isotop, dimana isotop adalah menunjukkan, jumlah di sebelah kiri atas simbol kimia menunjukkan jumlah proton dan neutron. Kadang-kadang ini adalah nomor hanya ditampilkan, tetapi jika nomor disertakan pada kiri bawah, ini hanya menunjukkan jumlah proton, yang tetap sama untuk setiap elemen diperoleh.) Nilai 1 Amu dengan demikian, pada dasarnya, rata-rata massa untuk proton dan neutron digunakan angka, mengingat fakta bahwa neutron beratnya hanya 0,163% lebih dari proton.
Dari semua karbon yang ditemukan di alam (yang bertentangan dengan isotop radioaktif yang dibuat di laboratorium) 98,89% merupakan karbon-12. Sisanya sebagian besar karbon-13, dengan sisa-sisa karbon-14, sebuah isotop yang tidak stabil yang dihasilkan di alam. Menurut definisi, karbon-12 memiliki massa atom tepat 12 Amu; bahwa karbon-13 (sekitar 1,11% dari karbon semua) adalah 13 Amu. Jadi massa atom karbon, terdaftar di tabel periodik sebagai 12,01 Amu, diperoleh dengan mengambil 98,89% dari massa karbon-12, dikombinasikan dengan 1,11% dari massa karbon-13.
Massa atom Unit dan Tabel Periodik
Tabel periodik seperti yang digunakan saat ini termasuk tokoh, dalam satuan massa atom, untuk massa atom rata-rata masing-masing. Ternyata, Berzelius tidak begitu jauh, dia menggunakan hidrogen sebagai standar, karena massa yang hampir tepat 1 Amu tapi tidak cukup, karena (seperti disebutkan di atas) deuterium meningkat rata-rata agak massa. Angka peningkatan dari sana sepanjang tabel periodik, meskipun tidak dengan pola teratur. Kadang-kadang meningkat dari satu unsur ke yang berikutnya adalah dengan hanya lebih dari 1 Amu, dan dalam kasus lain, kenaikan tersebut lebih dari 3 Amu. Ini hanya berfungsi untuk membuktikan bahwa nomor atom, daripada massa atom, adalah cara yang lebih mudah memesan elemen.
Angka misa bagi banyak unsur yang cenderung muncul dalam bentuk isotop radioaktif biasanya ditunjukkan dalam tanda kurung. Hal ini terutama berlaku untuk unsur dengan nomor atom di atas 92, karena sampel dari unsur-unsur tidak tinggal cukup lama untuk diukur. Beberapa setengah hidup periode dimana setengah peluruhan isotop ke bentuk stabil hanya beberapa menit, dan bagi orang lain, kehidupan setengah hanyalah sepersekian detik. Oleh karena itu, tokoh massa atom merupakan massa dari isotop yang paling lama tinggal.
Menggunakan Massa Atom dalam Kimia
Massa molar
Sama seperti nilai unit massa atom telah dikalibrasi dengan massa karbon-12, mol tidak lagi secara resmi didefinisikan dalam istilah nomor Avogadro, meskipun secara umum nilainya tidak berubah. Dengan perjanjian ilmiah internasional, mol sama dengan jumlah atom karbon dalam 12,01 g karbon. Perhatikan bahwa, sebagaimana dinyatakan sebelumnya, karbon memiliki massa atom rata-rata 12,01 Amu.
Perkalian dari massa atom rata-rata menurut Avogadro menghasilkan tokoh dalam gram sama dengan nilai massa atom rata-rata di Amu. Jumlah mol helium, dengan massa atom rata-rata 4,003, adalah 4,003 g. Besi, di sisi lain, memiliki massa atom rata-rata 55,85, sehingga mol besi adalah 55,85 g. Angka-angka ini merupakan massa-massa molar 1 mol-untuk masing-masing unsur tersebut.
Kebutuhan untuk Proporsi Exact
Ketika menemukan zat kimia baru di alam atau membuat yang baru di laboratorium, hal pertama yang mereka butuhkan untuk menentukan adalah rumus kimia-dengan kata lain, jumlah yang tepat dan proporsi masing-masing unsur dalam molekul. Dengan kimia berarti, mereka terpisah senyawa menjadi unsur-unsur pembentuknya, kemudian menentukan berapa banyak masing-masing elemen hadir.
Karena mereka menggunakan sampel dalam jumlah yang relatif besar, angka massa molar untuk setiap elemen memungkinkan untuk menentukan komposisi kimia. Untuk menggunakan contoh yang sangat sederhana, misalkan jumlah air yang dipisahkan, dan hasilnya adalah 2,016 g 16 g hidrogen dan oksigen. Yang terakhir adalah massa molar oksigen, dan yang pertama adalah massa molar hidrogen dikalikan dengan dua. Jadi kita tahu bahwa ada dua mol hidrogen dan satu mol oksigen, yang digabungkan untuk membuat satu mol air.
Tentu saja perhitungan yang digunakan oleh ahli kimia yang bekerja di laboratorium penelitian universitas, lembaga pemerintah, dan perusahaan-perusahaan yang jauh, jauh lebih kompleks daripada contoh, kita telah diberikan. Dalam hal apapun, penting bahwa seorang ahli kimia tepatnya dalam membuat penentuan ini, sehingga untuk mengetahui jumlah reaktan diperlukan untuk memproduksi sejumlah produk tertentu, atau jumlah produk yang dapat dihasilkan dari jumlah tertentu reaktan .
Ketika sebuah perusahaan menghasilkan jutaan atau miliaran item tunggal pada tahun tertentu, tabungan dalam jumlah yang sangat kecil dalam bahan-berkat-pengukuran tepat kimia dapat menghasilkan penghematan miliaran dolar di baris bawah. pengukuran kimia yang sesuai juga bisa menyelamatkan nyawa. Sekali lagi, untuk menggunakan contoh yang sangat sederhana, jika satu mol senyawa berat 44,01 g dan ditemukan mengandung dua mol oksigen dan salah satu dari karbon, maka hanya karbon dioksida-senyawa penting kehidupan tanaman. Tapi jika berat 28,01 g dan memiliki satu mol oksigen dengan satu mol karbon, itu beracun karbon monoksida .
Massa atom (m a) adalah massa atom, paling sering dinyatakan dalam satuan massa atom terpadu. Massa atom dapat dianggap sebagai massa total proton , neutron dan elektron dalam satu atom (pada saat atom adalah bergerak). Massa atom adalah terkadang salah digunakan sebagai sinonim dari massa atom relatif, massa atom rata-rata dan berat atom ini berbeda secara halus dari massa atom. Massa atom didefinisikan sebagai massa atom, yang hanya dapat satu isotop pada satu waktu dan bukan rata-rata tertimbang-kelimpahan. Dalam hal berbagai elemen yang memiliki satu isotop dominan kesamaan numerik aktual/perbedaan antara massa atom isotop yang paling umum dan massa atom relatif atau berat atom standar dapat sangat kecil sedemikian rupa sehingga tidak mempengaruhi perhitungan paling massal tapi seperti kesalahan dapat kritis ketika mempertimbangkan atom individu. Untuk elemen dengan lebih dari satu isotop umum perbedaan bahkan ke massa atom hampir kebanyakan dapat setengah satuan massa atau lebih (misalnya klorin). Massa atom suatu isotop biasa dapat berbeda dari massa atom relatif atau berat atom standar oleh beberapa satuan massa.
Berat atom standar mengacu pada atom massa relatif rata-rata unsur dalam lingkungan lokal itu kerak bumi dan atmosfer yang ditentukan oleh IUPAC Komisi Atom Bobot dan isotop kelimpahan. Ini adalah apa yang termasuk dalam standar tabel periodik dan adalah apa yang digunakan dalam perhitungan paling massal. Sebuah ketidakpastian dalam kurung adalah termasuk yang sering mencerminkan keragaman alami dalam distribusi isotop daripada ketidakpastian dalam pengukuran. Untuk unsur sintetis isotop yang terbentuk tergantung pada cara sintesis, sehingga konsep kelimpahan isotop alam yang tidak ada artinya. Oleh karena itu, untuk elemen sintetis jumlah total nukleon isotop yang paling stabil (misalnya, isotop dengan waktu paruh terpanjang) terdaftar dalam kurung di tempat berat atom standar. Lithium merupakan kasus yang unik di mana alam kelimpahan dari isotop telah terganggu oleh aktivitas manusia ke titik yang mempengaruhi ketidakpastian dalam standar berat atom, bahkan dalam sampel yang diperoleh dari sumber-sumber alam, seperti sungai.
Massa atom relatif adalah sinonim untuk berat atom dan erat berhubungan dengan massa atom rata-rata (tapi tidak sama dengan massa atom), yang rata-rata tertimbang dari massa atom semua atom dari unsur kimia yang ditemukan dalam sampel tertentu, dihitung dengan isotop kelimpahan. Ini sering digunakan sebagai sinonim untuk berat atom standar dan sudah benar untuk melakukannya karena bobot atom standar massa atom relatif, meskipun kurang spesifik untuk melakukannya. Massa atom relatif juga mengacu pada lingkungan non-terestrial darat dan lingkungan yang sangat spesifik yang menyimpang dari rata-rata atau memiliki kepastian yang berbeda (jumlah angka signifikan) daripada bobot atom standar.
Relatif massa isotop adalah massa relatif isotop yang diberikan (lebih spesifik, setiap satu nuklida ), bersisik dengan karbon-12 sebagai tepat 12. Tidak nuklida lain selain karbon-12 memiliki massa persis seluruh nomor dalam skala ini. Hal ini disebabkan oleh dua faktor: pertama, berbeda massa neutron dan proton bertindak untuk mengubah total massa nuklida dengan proton rasio neutron/lain daripada rasio 1:1 karbon-12, dan kedua adalah yang tepat seluruh nomor tidak akan ditempatkan jika terdapat kerugian/keuntungan dari massa berarti perbedaan dalam energi ikat relatif terhadap energi ikat rata-rata untuk karbon-12. Namun, karena setiap cacat massa karena energi yang mengikat adalah sebagian kecil (kurang dari 1%) dibandingkan dengan massa nukleon, dan bahkan lebih sedikit dibandingkan massa rata-rata per nukleon dalam karbon 12, yang cukup-sangat terikat. Sejak proton dan neutron berbeda dalam massa dari masing-masing oleh fraksi bahkan lebih kecil (sekitar 0,0014 u ), praktek pembulatan massa atom dari setiap nuklida atau isotop yang diberikan ke seluruh nomor terdekat, selalu memberikan seluruh nomor nukleon sederhana menghitung total. Neutron menghitung kemudian dapat diturunkan dengan mengurangi nomor atom.
