Atommassa

När vi kollar på enskila atomer och molekyler är det svårt att beskriva deras massa i kg eller g på grund av de otroligt små massor vi har att göra med. Det är inte på något sätt smidigt att säga att säga att en viss atom (i det här fallet kol-12) har massan \( 1.99 \cdot 10^{-26} \mathrm{kg}\) eller \( 1.99 \cdot 10^{-23} \mathrm{g}\). Sifforna säger oss helt enkelt ingenting om hur stor atomen är.

För att beskriva massan hos atomer och molekyler använder man något som kallas för atomära massenheten (eller atommassenheten).

Den atomära massenheten betecknas med enheten u. 1 u definieras som \( \frac{1}{12}\) av massan av atomen \( \mathrm{ ^{12}\mathrm{C}}\). Det praktiska med den här enheten är att vi nu lätt kan jämföra atomer med varandra.

Genom att använda atommassan kan vi snabbt avgöra att magnesium (atommassa 24,305 u) väger ungefär dubbelt så mycket som kol (atommassa 12,011 u).

Dalton

Enheten Dalton (Da) används ofta som en direkt synonym till u.

Dalton används vid riktigt stora atommassor då man kan använda SI-prefix framför dalton (trots att det inte är en SI-enhet), vilket man inte brukar göra med u. Ett protein kan exempelvis beskrivas att ha en massa på 14 kDa, men inte 14 ku.

För att konvertera u till Da eller tvärt om byter du bara enhet på ditt mätetal: \(1 \, \mathrm{u} = 1 \, \mathrm{Da}\)

Atomslag och deras atommassa

Om man kollar i det periodiska systemet så ser man att det förekommer icke-heltal som atommassor. Detta beror på två tre saker.

Den första anledningen är att masstalet för en atom inte är identiskt med atommassan. De kommer att vara ungefär lika stora då en proton eller neutron väger ca 1 u, men inte helt identiska.

Den andra anledningen till att atommassorna på grundämnen avviker från heltal är att det finns flera isotoper av grundämnet. När det finns flera isotoper som är naturligt förekommande så används den genomsnittliga atommassan av de förekommande isotoperna.

Den tredje anledningen är att en atom inte alltid väger lika mycket som sina ingående delar. Detta har att göra med den speciella relativitetsteorin (E = mc2), och behandlas inte närmare inom gymnasiekemin.

Beräkna atommassan för ett grundämne

För att beräkna atommassan för ett grundämne när man känner till dess isotoper gör man på följande vis:

Genomsnittlig atommassa = atommassa(isotop 1) · relativ förekomst(isotop 1) + atommassa(isotop 2) · relativ förekomst(isotop 2) + ...

Ett exempel är klor. Klor förekommer i två isotoper. Klor-35 (masstal 35, ca 35 u) med 76 % förekomst och klor-37 (masstal 37, ca 37 u) med 24 % förekomst. Den genomsnittliga atommassan för klor är alltså:

\(35 \cdot 0,76 + 37 \cdot 0,24 = 35,48 u\)

Vår beräkning är relativt nära de 35,45 u som vanligtvis används i periodiska systemet. Om vi istället hade använt de riktiga värdena på atommassan för klor-35 (34,969 u) och klor-37 (36,965) så hade det avrundade svaret blivit 35,45 u. Enskilda isotopmassor brukar dock inte anges i gymnasiekemins material, utan man utgår oftast ifrån masstalet för att göra en ungefärlig beräkning.

Övningsuppgifter

Övningsuppgift 1Svar
Vad är skillnaden på enheterna u och Da?
De beskriver i princip samma sak, vilket är atommassa. Enheten Da (dalton) kan dock användas tillsammans med SI-prefix, vilket gör att den kan användas vid stora molekyler, som exempelvis proteiner. För små atommassor används oftast u.
Övningsuppgift 2
Här finns en övningsuppgift som kräver ett studentkonto eller skolkonto.
Övningsuppgift 3 (svår)
Här finns en svår övningsuppgift som kräver ett studentkonto eller skolkonto.

Artikeln skriven av Matias Ekstrand. Lämna feedback / ställ en fråga.
Publicerad 22 juli 2011. Senast uppdaterad 16 mars 2017.

Comments are closed