Het verschil tussen atoomgewicht en atoommassa

Atoomgewicht en atoommassa zijn twee belangrijke concepten in chemie en fysica. Veel mensen gebruiken de termen door elkaar, maar ze betekenen eigenlijk niet hetzelfde. Bekijk het verschil tussen atoomgewicht en atoommassa en begrijp waarom de meeste mensen in de war zijn of niet om het onderscheid geven. (Als je een scheikundecursus volgt, kan deze op een test verschijnen, dus let op!)

Atomaire massa versus atoomgewicht

Uranium heeft twee primordiale isotopen (uranium-238 en uranium-235). Uranium-238 heeft 92 protonen plus 146 neutronen en uranium-235 92 protonen en 143 neutronen. Pallava Bagla / Getty Images

Atoommassa (m_een) is de massa van een atoom. Een enkel atoom heeft een vast aantal protonen en neutronen, dus de massa is ondubbelzinnig (verandert niet) en is de som van het aantal protonen en neutronen in het atoom. Elektronen dragen zo weinig massa bij dat ze niet worden geteld.

Atoomgewicht is een gewogen gemiddelde van de massa van alle atomen van een element, gebaseerd op de overvloed aan isotopen. Het atoomgewicht kan veranderen omdat het afhangt van ons begrip van hoeveel van elke isotoop van een element bestaat.

Zowel de atoommassa als het atoommassa zijn afhankelijk van de atoommassa-eenheid (amu), die 1/12 is van de massa van een atoom van koolstof-12 in zijn grondtoestand.

Kunnen atomaire massa en atoomgewicht ooit hetzelfde zijn??

Als u een element vindt dat bestaat als slechts één isotoop, dan zijn de atoommassa en het atoommassa hetzelfde. Atoommassa en atoomgewicht kunnen elkaar evenaren wanneer u ook met een enkele isotoop van een element werkt. In dit geval gebruikt u de atoommassa in berekeningen in plaats van het atoomgewicht van het element uit het periodiek systeem.

Gewicht versus massa: Atomen en meer

Massa is een maat voor de hoeveelheid van een stof, terwijl gewicht een maat is voor hoe een massa in een zwaartekrachtveld werkt. Op aarde, waar we worden blootgesteld aan een redelijk constante versnelling vanwege de zwaartekracht, besteden we niet veel aandacht aan het verschil tussen de voorwaarden. Onze definities van massa zijn tenslotte zo ongeveer gemaakt met de zwaartekracht van de aarde in gedachten, dus als je zegt dat een gewicht een massa van 1 kilogram en een gewicht van 1 kilogram heeft, dan heb je gelijk. Als je die massa van 1 kg naar de maan brengt, is het gewicht minder.

Dus toen de term atoomgewicht in 1808 werd bedacht, waren isotopen onbekend en was de zwaartekracht van de aarde de norm. Het verschil tussen atoomgewicht en atoommassa werd bekend toen F.W. Aston, de uitvinder van de massaspectrometer (1927) zijn nieuwe apparaat gebruikte om neon te bestuderen. Op dat moment werd aangenomen dat het atoomgewicht van neon 20,2 amu was, maar Aston observeerde twee pieken in het massaspectrum van neon, bij relatieve massa's 20,0 amu en 22,0 amu. Aston suggereerde dat er twee eigenlijk twee soorten neonatomen in zijn steekproef waren: 90% van de atomen met een massa van 20 amu en 10% met een massa van 22 amu. Deze verhouding gaf een gewogen gemiddelde massa van 20,2 amu. Hij noemde de verschillende vormen van de neonatomen 'isotopen'. Frederick Soddy had de term isotopen in 1911 voorgesteld om atomen te beschrijven die dezelfde positie in het periodiek systeem innemen, maar toch anders zijn.

Hoewel 'atoomgewicht' geen goede beschrijving is, is de uitdrukking om historische redenen blijven hangen. De juiste term vandaag is "relatieve atoommassa" - het enige "gewichtsdeel" van het atoomgewicht is dat het gebaseerd is op een gewogen gemiddelde van isotoop overvloed.