Jednym z popularniejszych błędów już na początku nauki chemii jest nieprawidłowe pojmowanie liczby masowej i masy atomowej. W tym artykule wytłumaczę Ci różnicę między nimi i pokażę jakie błędy w tym temacie zdarzają się najczęściej. Jednym z nich jest odczytywanie liczby masowej z układu okresowego.
Liczba masowa, to liczba nukleonów (suma protonów i neutronów) znajdujących się w jądrze atomowym danego izotopu danego pierwiastka. Jest to liczba całkowita, ponieważ nie istnieje w przyrodzie pół neutronu czy 1,7 protonu. Ich suma zawsze daje nam liczbę całkowitą. Ponadto liczba masowa jest liczbą, czyli nie posiada jednostki.
Masa atomowa natomiast jest masą konkretnego atomu danego pierwiastka wyrażoną w unitach [u]. Dlaczego konkretnego atomu? Chodzi o to, że niektóre pierwiastki mają swoje izotopy, czyli odmiany i każdy z nich ma inną masę atomową. Przykładowo brom jest pierwiastkiem, który występuje w postaci dwóch izotopów. Pierwszy ma masę 78,92 u, a drugi 80,92 u. Jak widzisz masa atomowa posiada jednostkę i jest nią unit [u]. Jednak nie zawsze masa atomowa jest liczbą całkowitą!
Pamiętając o tym, że bez większego błędu możemy założyć, że 99,9999% masy atomu stanowi jądro atomowe, w skład którego wchodzą protony i neutrony, a te ważą (w przybliżeniu) po 1 unicie, wydawać by się mogło, że liczba masowa ma tę samą wartość, co masa atomowa. Jednak tak nie jest! Dlaczego?
Chodzi o to, że protony i neutrony, gdy wchodzą w skład jądra atomowego ważą mniej, niż gdy występują w przestrzeni pojedynczo. Nazywamy to deficytem masy. Ma to związek z zasadą równoważności masy i energii sformułowaną przez Einsteina. Z pewnością kojarzysz ten wzór: E=mc2. Chodzi w nim o to, że masa obiektu lub układu jest miarą zawartej w nim energii. Cząstki takie jak neutrony i protony utrzymują się blisko siebie w jądrze atomowym, ponieważ występują pomiędzy nimi przyciągające oddziaływania. Jednak aby nukleony mogły się ze sobą łączyć i tworzyć jądro atomowe, musiały w tym procesie “uwolnić” trochę swojej energii. Energia uwolniona przez nukleony skutkuje utratą pewnej masy w przypadku każdego z nich. I właśnie dlatego jądro składające się z np. 5 protonów i 4 neutronów wcale nie waży 9u, tylko trochę mniej.
W związku z tym masa pojedynczego atomu nie jest równa jego liczbie atomowej. Ok, przejdźmy teraz do błędów jakie można popełnić w tym zagadnieniu.
1. W zadaniach maturalnych masy atomowe poszczególnych izotopów danego pierwiastka prawdopodobnie będziesz mieć podane w informacji wstępnej (lub trzeba będzie je obliczyć na podstawie podanych danych). Pamiętaj, aby ich nie zaokrąglać w przypadku obliczania średniej masy atomowej danego pierwiastka. Średnia masa atomowa jest średnią ważoną uwzględniającą liczność każdego izotopu w próbce pierwiastka oraz jego masę atomową, a nie liczbę masową! To jest spora różnica.
2. Nie odczytuj liczby masowej z układu okresowego, który dostaniesz na maturze. W tym układzie okresowym nie ma podanych liczb masowych, tylko masy atomowe. Liczbę masową możesz obliczyć mając informację o składzie jądra atomowego.
3. Bardzo częstym błędem jest zaokrąglanie średniej masy atomowej z układu okresowego do liczb całkowitych i uznawanie jej za liczbę atomową. Weźmy przykładowo miedź, która ma średnią masę atomową równą 63,55 u. Jeśli zaokrąglimy ją do liczby całkowitej to otrzymamy 64. Problem w tym, że miedź składa się z dwóch izotopów. Pierwszy ma liczbę masową równą 63, a drugi 65. Zatem otrzymana liczba 64 nie reprezentuje żadnego z nich. Jest ona totalnie pozbawiona fizycznego sensu.
Mam nadzieję, że załapałeś różnicę pomiędzy liczbą masową, a masą atomową. Jeśli masz ochotę na więcej chemicznych informacji sprawdź mój maturalny kurs chemii online Chemia w Probówce!
