Как найти массовое число атома алюминия

Содержание

• Примеры массовых чисел
• Водород
• Кислород
• Углерод
• Уран
• Как получить массовое число?
• Обозначения для атомов
• Изотопы
• Изотопы углерода
• Таблица природных изотопов углерода
• Примеры работы
• — Пример 1
• Ответить
• — Пример 2
• Ответить
• Ссылки 

В массовое число Массовое число атома — это сумма количества протонов и количества нейтронов в ядре. Эти частицы взаимозаменяемо обозначаются именем нуклоны, поэтому массовое число представляет их количество.

Пусть N — количество присутствующих нейтронов, а Z — количество протонов, если мы назовем A массовым числом, тогда:

А = N + Z

Примеры массовых чисел

Вот несколько примеров массовых чисел для хорошо известных элементов:

Водород

Самый стабильный и многочисленный атом водорода также самый простой: 1 протон и один электрон. Поскольку ядро ​​водорода не имеет нейтронов, верно, что A = Z = 1.

Кислород

В ядре кислорода 8 нейтронов и 8 протонов, поэтому A = 16.

Углерод

Жизнь на Земле основана на химии углерода, легкого атома с 6 протонами в ядре плюс 6 нейтронов, поэтому A = 6 + 6 = 12.

Уран

Этот элемент, намного тяжелее предыдущих, хорошо известен своими радиоактивными свойствами. В ядре урана 92 протона и 146 нейтронов. Тогда его массовое число A = 92 + 146 = 238.

Как получить массовое число?

Как упоминалось ранее, массовое число A элемента всегда соответствует сумме числа протонов и числа нейтронов, содержащихся в его ядре. Это тоже целое число, но … есть ли какое-нибудь правило относительно соотношения между двумя величинами?

Посмотрим: все перечисленные элементы легкие, кроме урана. Атом водорода, как мы уже сказали, самый простой. В нем нет нейтронов, по крайней мере, в его наиболее распространенной версии, а в кислороде и углероде есть равное количество протонов и нейтронов.

То же самое происходит и с другими легкими элементами, такими как азот, еще один очень важный для жизни газ, который имеет 7 протонов и 7 нейтронов. Однако по мере того, как ядро ​​становится более сложным, а атомы становятся тяжелее, количество нейтронов увеличивается с другой скоростью.

В отличие от легких элементов, уран с 92 протонами имеет примерно в 1 ½ раза больше нейтронов: 1 ½ x 92 = 1,5 x 92 = 138.

Как видите, это довольно близко к 146 — количеству нейтронов, которое он имеет.

Все это становится очевидным на кривой на рисунке 2. Это график зависимости N от Z, известный каккривая ядерной устойчивости. Там вы можете увидеть, как легкие атомы имеют такое же количество протонов, что и нейтроны, и как с Z = 20 количество нейтронов увеличивается.

Таким образом, большой атом становится более стабильным, так как избыток нейтронов уменьшает электростатическое отталкивание между протонами.

Обозначения для атомов

Очень полезная запись, которая быстро описывает тип атома, следующая: символ элемента и соответствующие атомные и массовые числа записываются, как показано ниже на этой диаграмме:

В этих обозначениях атомы в предыдущих примерах будут:

Иногда используются другие более удобные обозначения, в которых для обозначения атома используются только символ элемента и массовое число, без атомного номера. Таким образом, ¹² ₆C просто записывается как углерод-12, ¹⁶ ₈Или кислород — 16 и так далее для любого элемента.

Изотопы

Число протонов в ядре определяет природу элемента. Например, каждый атом, ядро ​​которого содержит 29 протонов, является атомом меди, несмотря ни на что.

Предположим, атом меди по какой-то причине теряет электрон, это все равно медь. Однако теперь это ионизированный атом.

Атомному ядру сложнее получить или потерять протон, но в природе это может происходить. Например, внутри звезд более тяжелые элементы непрерывно образуются из легких элементов, поскольку звездное ядро ​​ведет себя как термоядерный реактор.

И прямо здесь, на Земле, есть феномен радиоактивный распад, в котором некоторые нестабильные атомы изгоняют нуклоны и излучают энергию, превращаясь в другие элементы.

Наконец, существует вероятность того, что атом определенного элемента имеет другое массовое число, в данном случае это изотоп.

Хороший пример — всем известный углерод-14 или радиоуглерод, который используется для датировки археологических объектов и как биохимический индикатор. Это тот же углерод с идентичными химическими свойствами, но с двумя дополнительными нейтронами.

Углерод-14 менее распространен, чем углерод-12, стабильный изотоп, а также радиоактивен. Это означает, что со временем он распадается, выделяя энергию и частицы, пока не станет стабильным элементом, которым в его случае является азот.

Изотопы углерода

Углерод существует в природе как смесь нескольких изотопов, наиболее распространенными из которых являются уже упомянутые ¹²₆С или углерод-12. А кроме углерода-14 есть ¹³₆C с дополнительным нейтроном.

Это обычное явление в природе, например, известно 10 стабильных изотопов олова. С другой стороны, из бериллия и натрия известен только один изотоп.

Каждый изотоп, природный или искусственный, имеет разную скорость превращения. Таким же образом можно создавать искусственные изотопы в лаборатории, которые, как правило, нестабильны и радиоактивно распадаются за очень короткий период долей секунды, в то время как для других требуется гораздо больше времени, равное возрасту Земли или больше.

Таблица природных изотопов углерода

Примеры работы

— Пример 1

В чем разница между¹³₇ N и ¹⁴₇ N?

Ответить

Оба являются атомами азота, так как их атомный номер равен 7. Однако один из изотопов с A = 13 имеет на один нейтрон меньше, а ¹⁴₇ N — самый распространенный изотоп.

— Пример 2

Сколько нейтронов находится в ядре атома ртути, обозначаемого как ²⁰¹₈₀ Hg?

Ответить

Поскольку A = 201 и Z = 80, а также зная, что:

А = Z + N

N = А — Я = 201 — 80 = 121

И делается вывод, что в атоме ртути 121 нейтрон.

Ссылки 

1. Коннор, Н. Что такое нуклон — Структура атомного ядра — Определение. Получено с: period-table.org.
2. Найт, р. 2017. Физика для ученых и инженерии: стратегический подход. Пирсон.
3. Сирс, Земанский. 2016. Университетская физика с современной физикой. 14-го. Ред. Том 2.
4. Типпенс, П. 2011. Физика: концепции и приложения. 7-е издание. Макгроу Хилл.
5. Википедия. Массовое число. Получено с: en.wikipedia.org.

If you have a given mass of a compound, you can calculate the number of moles. Conversely, if you know how many moles of the compound you have, you can calculate its mass. For either calculation, you need to know two things: the chemical formula of the compound and the mass numbers of the elements that comprise it. An element’s mass number is unique to that element, and it’s listed right underneath the element’s symbol in the periodic table. The mass number of an element is not the same as its atomic number.

Atomic Number and Atomic Mass Number

Every element is characterized by a unique number of positively charged protons in its nucleus. For example, hydrogen has one proton, and oxygen has eight. The periodic table is an arrangement of the elements according to increasing atomic number. The first entry is hydrogen, the eighth is oxygen and so on. The place an element occupies in the periodic table is an immediate indication of its atomic number, or the number of protons in its nucleus.

Besides protons, the nuclei of most elements also contains neutrons. These fundamental particles don’t have a charge, but they have roughly the same mass as protons, so they must be included in the atomic mass. The atomic mass number is the sum of all protons and neutrons in the nucleus. The hydrogen atom may contain a neutron, but it usually doesn’t, so the mass number of hydrogen is 1. Oxygen, on the other hand, has an equal number of proteins and neutrons, which raises its mass number to 16. Subtracting an element’s mass number from its atomic mass tells you the number of protons in its nucleus.

Finding the Mass Number

The best place to look for an element’s atomic mass number is in the periodic table. It’s displayed under the symbol for the element. You might be mystified by the fact that in many versions of the periodic table, this number contains a decimal fraction, which you wouldn’t expect if it was derived simply by adding protons and neutrons.

The reason for this is that the number displayed is the relative atomic weight, which is derived from all the naturally occurring isotopes of the element weighted by the percentage of each that occurs. Isotopes are formed when the number of neutrons in an element is more or less than the number of protons. Some of these isotopes, such as carbon-13, are stable, but some are unstable and decay over time to a more stable state. Such isotopes, such as carbon-14, are radioactive.

Virtually all elements have more than one isotope, so each has an atomic mass that contains a decimal fraction. For example, the atomic mass of hydrogen listed in the periodic table is 1.008, that for carbon is 12.011 and that for oxygen is 15.99. Uranium, with an atomic number of 92, has three naturally occurring isotopes. Its atomic mass is 238.029. In practice, scientists usually round mass number to the nearest integer.

Units for Mass

The units for atomic mass have been refined over the years, and today scientists use the unified atomic mass unit (amu, or simply u). It is defined to be equal to exactly one-twelfth the mass of an unbound carbon-12 atom. By definition, the mass of one mole of an element, or Avogadro’s number (6.02 x 10²³) of atoms, is equal to its atomic mass in grams. In other words, 1 amu = 1 gram/mole. So if the mass of one hydrogen atom is 1 amu, the mass of one mole of hydrogen is 1 gram. The mass of one mole of carbon is therefore 12 grams, and that of uranium is 238 grams.