Die atomare Masseneinheit (uni) ist die grundlegende physikalische Konstante, die verwendet wird, um die Masse von Atomen und Molekülen im Mikrokosmos zu messen. Aber warum wird genau die Masse eines Kohlenstoffatoms als Referenz gewählt?
Es gibt eine speziell festgelegte Definition für eine Masseneinheit - das ist 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms. Warum wurde dieser Wert gewählt? Die Antwort auf diese Frage hängt mit der historischen Entwicklung der Chemie- und Physikforschung zusammen.
In den ersten Jahrzehnten des 19. Jahrhunderts haben Wissenschaftler aktiv daran gearbeitet, die relativen Massen von Atomen verschiedener Elemente zu bestimmen. Zu dieser Zeit gab es jedoch keine genaue Skala, die es erlaubte, absolute Massenwerte festzulegen. Was soll ich tun?
Im Jahr 1889 beschlossen Wissenschaftler auf dem Internationalen Kongress für chemische Größen, ein Kohlenstoffatom (speziell ein Isotop von Kohlenstoff-12) mit einer Masse von 1 zu akzeptieren und es als Referenz bei der Messung anderer Atome zu verwenden. Somit wurde eine relative Massenskala festgelegt, bei der jedes Atom mit dem Kohlenstoffatom-12 verglichen wurde und seinen Massenwert in Uni erhielt.
Berücksichtigung der atomaren Masseneinheit
Die Wahl von Kohlenstoff-12 als Referenzatom hängt mit seiner stabilsten und am häufigsten vorkommenden Isotopenform zusammen. Kohlenstoff-12 ist das wichtigste Isotop von Kohlenstoff, sein Kern besteht aus 6 Protonen und 6 Neutronen.
Die amu-Einheit wird nach der folgenden Logik als 1/12 der Masse des Kohlenstoffatoms-12 angenommen. Das Referenzatom von Kohlenstoff-12 hat eine Masse, die in 12 gleiche Teile unterteilt ist, von denen jeder eine atomare Masseneinheit ist. Somit hat das Kohlenstoffatom-12 eine Masse, die 12 atomaren Masseneinheiten entspricht.
Der Vorteil der Verwendung einer atomaren Masseneinheit besteht darin, dass Sie es ermöglicht, die Masse verschiedener Atome und Moleküle bequem zu vergleichen, ohne große und unbequeme Zahlen verwenden zu müssen. Zum Beispiel ist die Masse eines Sauerstoffatoms ungefähr 16 atomaren Masseneinheiten und die Masse eines Wasserstoffatoms ungefähr 1 atomarer Masseneinheit.
Die atomare Masseneinheit ist daher eine bequeme und relative Maßeinheit für die Masse von Atomen und Molekülen, die auf der Masse des stabilen Kohlenstoff-12-Isotops basiert.
Historische Referenz
Die Frage nach der atomaren Masseneinheit, die 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms entspricht, hat ihre historischen Wurzeln. Es ist mit der Entwicklung und dem Aufbau des Konzepts eines Atoms in der Wissenschaft verbunden.
Der Weg zum Verständnis der atomaren Struktur begann Mitte des 19. Jahrhunderts, als Wissenschaftler überraschend begannen, eine Reihe von Mustern in chemischen Reaktionen zu entdecken. Die führende Rolle in diesem Prozess spielten die Arbeiten von John Daliton und John Berzelius, die die Existenz von Atomen als Haupteinheiten der Materie annahmen und das Gesetz zur Erhaltung der Masse in chemischen Reaktionen postulierten.
Weitere Studien führten zur Entwicklung des Konzepts der relativistischen Masse eines Atoms. Mit verschiedenen Methoden, einschließlich der Messung der Massenverhältnisse von Elementen in chemischen Verbindungen und der genauen Messung von Spektren, begannen die Wissenschaftler zu erkennen, dass alle Atome unterschiedliche Massen haben.
Zu einer Zeit, als die Frage der Entwicklung einer atomaren Masseneinheit mit Schwierigkeiten konfrontiert wurde, entschied sich Physiker und Chemiker, Kohlenstoff zu verwenden, gerade weil es in seinem Atom das engste Integer-Verhältnis von Protonen- und Neutronenmassen gibt.
| Chemisches Elementsymbol | Die Masse des Atoms (im AU) |
|---|---|
| Wasserstoff | 1 |
| Helium | 4 |
| Kohlenstoff | 12 |
| Sauerstoff | 16 |
| Neon | 20 |
Somit wurde aus historischen Gründen und unter Berücksichtigung der damals entwickelten Grundgesetze der Chemie und Physik genau 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms zur "Einheit" der Masse der Atome.
Avogadros und erste Vorstellungen
Avogadro und die ersten Vorstellungen über die Struktur der Materie wurden zur Grundlage für die Entwicklung der Wissenschaft auf dem Gebiet der Atomphysik. Avogadro war ein italienischer Wissenschaftler und Wissenschaftler, der grundlegende Ideen über die molekulare und atomare Struktur der Materie vorschlug.
Zu Beginn des 19. Jahrhunderts wurden molekulare Theorien in der wissenschaftlichen Gemeinschaft nicht allgemein akzeptiert. Im Jahr 1811 stellte Avogadro jedoch seine Hypothese vor, dass die Gleichungen von Gasen und Lösungen erklärt werden können, indem angenommen wird, dass die Gasmengen von der Anzahl der Teilchen und nicht von der Art der Gase abhängen. Diese Idee wurde als "Avogadro-Hypothese" bezeichnet.
Die andere wichtige Idee von Avogadro war, dass alle Gase aus einzelnen Molekülen bestehen. Er schlug vor, dass eines der einfachsten Gase Wasserstoff ist und dass sein Molekül aus zwei Atomen besteht. Avogadro schlug dann vor, dass andere Elemente auch Moleküle aus zwei, drei oder mehr Atomen bilden könnten. So gab Avogadro erste Einblicke in die molekulare Struktur der Substanz und ihre Beziehung zu den chemischen Eigenschaften der Elemente.
Zu dieser Zeit gab es jedoch unterschiedliche Theorien über die Zusammensetzung der Substanz. Einige Wissenschaftler haben vorgeschlagen, dass ein Atom ein einfaches Teilchen ist, das instabil und unteilbar ist. Andere glaubten, dass das Atom in kleinere Teilchen aufgeteilt werden könnte.
Der nächste wichtige Schritt in der Entwicklung von Vorstellungen über die Struktur einer Substanz wurde in den 1860er Jahren gemacht. Während dieser Zeit wurde entdeckt, dass Atome Masse haben und Bestandteile von Elementen sind. John Dalton entwickelte das Konzept eines Atoms als unteilbares Teilchen und schlug sein Modell vor, bei dem sich Atome in der Masse unterscheiden und an Moleküle binden.
So wurden die Ideen von Avogadro und Dalton zur Grundlage für die weitere Entwicklung der Atomphysik und führten zu der Erkenntnis, dass das Atom die Haupteinheit der Struktur der Materie ist.
Masse von einem molenden Kohlenstoffatomen
Die atomare Masseneinheit (au) wird verwendet, um die Masse von Atomen und Molekülen zu messen. Es ist definiert als 1/12 der Masse des Kohlenstoffatoms-12 und beträgt ungefähr 1,66 x 10 -27 Kilogramm.
Die Masse eines einzelnen Mols beliebiger Substanzen entspricht immer ihrer Molmasse, ausgedrückt in Gramm. Für Kohlenstoffatome ist dieser Wert ungefähr 12 g / mol. Das heißt, ein Mol von Kohlenstoffatomen hat eine Masse von etwa 12 Gramm.
Diese Wahl eines Kohlenstoffatoms als Referenz bietet eine bequeme und genaue Methode zur Messung der Masse anderer Atome und Moleküle. Es ermöglicht Massen-Vergleiche durchzuführen und die Menge der Substanz in chemischen Reaktionen zu bestimmen.
Die Kenntnis der Masse eines einzelnen Moles von Kohlenstoffatomen ist der Schlüssel zu vielen Bereichen der Wissenschaft, einschließlich Chemie, Physik und Mathematik. Es wird bei der Berechnung von stöchiometrischen Aufgaben, der Bestimmung der Molmasse von Substanzen und vielen anderen Anwendungen verwendet.
Vergleich mit anderen Elementen
Die atomare Masseneinheit (a. e. m.) entspricht 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms und wird verwendet, um die Massen der Atome verschiedener Elemente zu vergleichen. Der Vergleich wird durchgeführt, indem die relativen atomaren Massen der Elemente mit der atomaren Masse von Kohlenstoff verglichen werden, die gleich 12 a. m. ist.
Verwendung von a. e. m. ermöglicht es Ihnen, die Massen von Atomen verschiedener Elemente zu vergleichen, ohne mit Verunreinigungen und dem Isotopengehalt arbeiten zu müssen. Alle Elemente, von Wasserstoff bis Uran, haben Atommassen, die durch relative Zahlen ausgedrückt werden, die mit der atomaren Masse von Kohlenstoff verglichen werden können.
| Element | relative Atommasse |
|---|---|
| Wasserstoff (H) | 1.008 |
| Helium (He) | 4.0026 |
| Lithium (Li) | 6.94 |
| Kohlenstoff (C) | 12.01 |
| Sauerstoff (O) | 16.00 |
| Uranus (U) | 238.03 |
Wie aus dem Beispiel ersichtlich ist, unterscheiden sich die relativen Atom-Massen verschiedener Elemente von der natürlichen Atommasse von Kohlenstoff, aber sie werden immer in relativen Zahlen ausgedrückt und mit der atomaren Masse von Kohlenstoff verglichen, die gleich 12 a. m. ist.
Der Vergleich der Massen von Elementen hilft Chemikern und Physikern bei der Durchführung verschiedener Berechnungen und Schätzungen, z. B. bei der Berechnung der Molmasse einer Substanz oder bei der Bestimmung des Gewichts-Mengen-Verhältnisses einer Substanz.
