MASSA ATOM: DEFINISI, JENIS, CARA MENGHITUNGNYA, CONTOH - KIMIA - 2025

The massa atom adalah jumlah hadir materi dalam sebuah atom, yang dapat dinyatakan dalam satuan fisik biasa atau dalam satuan massa atom (uma ou). Sebuah atom kosong di hampir semua strukturnya; elektron yang berdifusi di daerah yang disebut orbital, di mana ada kemungkinan tertentu untuk menemukannya, dan nukleusnya.

Dalam inti atom terdapat proton dan neutron; yang pertama dengan muatan positif, sedangkan yang kedua dengan muatan netral. Kedua partikel subatomik ini memiliki massa yang jauh lebih besar dari pada elektron; oleh karena itu, massa atom diatur oleh nukleusnya dan bukan oleh vakum maupun elektron.

Partikel subatom utama dan massa inti. Sumber: Gabriel Bolívar.

Massa elektron kira-kira 9,1 · 10 ^-31 kg, sedangkan proton 1,67 · 10 ^-27 kg, perbandingan massanya 1.800; artinya, sebuah proton “berbobot” 1.800 kali lebih banyak daripada sebuah elektron. Hal yang sama terjadi pada massa neutron dan elektron. Itulah mengapa kontribusi massa elektron untuk keperluan biasa dianggap dapat diabaikan.

Oleh karena itu, biasanya diasumsikan bahwa massa atom, atau massa atom, hanya bergantung pada massa inti; yang pada gilirannya terdiri dari jumlah materi neutron dan proton. Dua konsep muncul dari alasan ini: nomor massa dan massa atom, keduanya terkait erat.

Dengan begitu banyak "kekosongan" dalam atom, dan karena massa mereka hampir seluruhnya merupakan fungsi inti, diharapkan bahwa inti atom sangat padat.

Jika kita menghilangkan kekosongan tersebut dari benda atau benda apa pun, dimensinya akan berkontraksi secara drastis. Juga, jika kita dapat membangun sebuah benda kecil berdasarkan inti atom (tanpa elektron), maka ia akan bermassa jutaan ton.

Di sisi lain, massa atom membantu membedakan atom yang berbeda dari unsur yang sama; Ini adalah isotopnya. Karena ada lebih banyak isotop daripada yang lain, rata-rata massa atom harus diperkirakan untuk suatu unsur tertentu; rata-rata yang dapat bervariasi dari planet ke planet, atau dari satu wilayah ruang angkasa ke wilayah lain.

Definisi dan konsep

Menurut definisi, massa atom adalah jumlah massa proton dan neutronnya yang dinyatakan dengan uma atau u. Nomor yang dihasilkan (juga kadang-kadang disebut nomor massa) ditempatkan tanpa dimensi di sudut kiri atas dalam notasi yang digunakan untuk nuklida. Misalnya, untuk unsur ¹⁵ X massa atomnya adalah 15uma atau 15u.

Massa atom tidak dapat memberi tahu banyak tentang identitas sebenarnya dari unsur X ini. Sebagai gantinya, digunakan nomor atom, yang sesuai dengan proton dalam inti X. Jika nomor ini 7, maka selisihnya ( 15-7) akan sama dengan 8; yaitu, X memiliki 7 proton dan 8 neutron, yang jumlahnya 15.

Kembali ke gambar, inti atom memiliki 5 neutron dan 4 proton, jadi nomor massanya adalah 9; dan pada gilirannya 9 amu adalah massa atomnya. Dengan memiliki 4 proton, dan melihat tabel periodik, dapat diketahui bahwa inti ini sesuai dengan unsur berilium, Be (atau ⁹ Be).

Satuan massa atom

Atom terlalu kecil untuk dapat mengukur massa mereka dengan metode konvensional atau neraca biasa. Karena alasan inilah uma, uo Da (buta warna) ditemukan. Satuan-satuan ini dirancang untuk atom memungkinkan Anda untuk mengetahui seberapa masif atom suatu unsur dalam kaitannya satu sama lain.

Tapi apa sebenarnya yang diwakili oleh uma? Harus ada acuan untuk menjalin hubungan massa. Untuk ini, atom ¹² C digunakan sebagai referensi , yang merupakan isotop karbon paling melimpah dan stabil. Memiliki 6 proton (nomor atomnya Z), dan 6 neutron, karena itu massa atomnya adalah 12.

Asumsi yang dibuat bahwa proton dan neutron memiliki massa yang sama, sehingga masing-masing menyumbang 1 amu. Satuan massa atom kemudian didefinisikan sebagai satu per dua belas (1/12) massa atom karbon-12; ini adalah massa proton atau neutron.

Ekuivalen dalam gram

Dan sekarang muncul pertanyaan berikut: berapa gram yang setara dengan 1 amu? Karena pada awalnya tidak ada teknik yang cukup maju untuk mengukurnya, ahli kimia harus puas mengekspresikan semua massa dengan amu; Namun, ini adalah keuntungan dan bukan kerugian.

Mengapa? Karena partikel subatom sangat kecil, massanya, yang dinyatakan dalam gram, pasti juga kecil. Faktanya, 1 amu sama dengan 1.6605 · 10 ^-24 gram. Lebih lanjut, dengan penggunaan konsep mol, tidak menjadi masalah untuk mengerjakan massa unsur dan isotopnya dengan amu mengetahui bahwa unit tersebut dapat dimodifikasi menjadi g / mol.

Misalnya, kembali ke ¹⁵ X dan ⁹ Be, kita mengetahui bahwa massa atomnya masing-masing adalah 15 amu dan 9 amu. Karena unit-unit ini sangat kecil dan tidak secara langsung menentukan berapa banyak materi yang harus "ditimbang" untuk memanipulasinya, unit-unit ini diubah menjadi massa molar masing-masing: 15 g / mol dan 9 g / mol (memperkenalkan konsep mol dan bilangan Avogadro).

Massa atom rata-rata

Tidak semua atom dari unsur yang sama memiliki massa yang sama. Ini berarti mereka pasti memiliki lebih banyak partikel subatomik di dalam nukleus. Karena unsur yang sama, nomor atom atau jumlah proton harus tetap; oleh karena itu, hanya ada variasi dalam jumlah neutron yang mereka miliki.

Inilah yang terlihat dari definisi isotop: atom dari unsur yang sama tetapi dengan massa atom yang berbeda. Misalnya, berilium hampir seluruhnya terdiri dari isotop ⁹ Be, dengan jumlah jejak ¹⁰ Be. Namun, contoh ini tidak terlalu membantu dalam memahami konsep massa atom rata-rata; kita membutuhkan satu dengan lebih banyak isotop.

Contoh

Misalkan unsur ⁸⁸ J ada , ini menjadi isotop utama J dengan kelimpahan 60%. J juga memiliki dua isotop lain: ⁸⁶ J, dengan kelimpahan 20%, dan ⁹⁰ J, dengan kelimpahan juga 20%. Artinya dari 100 atom J yang kita kumpulkan di Bumi, 60 diantaranya adalah ⁸⁸ J, dan 40 sisanya merupakan campuran ⁸⁶ J dan ⁹⁰ J.

Masing-masing dari tiga isotop J memiliki massa atomnya sendiri; yaitu jumlah neutron dan protonnya. Namun, massa ini harus dirata-ratakan agar memiliki massa atom untuk J; di Bumi ini, karena mungkin ada wilayah lain di Alam Semesta di mana kelimpahan ⁸⁶ J adalah 56% dan bukan 60%.

Untuk menghitung massa atom rata-rata J, massa isotop rata-rata tertimbang harus diperoleh; artinya, dengan mempertimbangkan persentase kelimpahan untuk masing-masingnya. Jadi kami memiliki:

Massa Rata-rata (J) = (86 amu) (0,60) + (88 amu) (0,20) + (90 amu) (0,20)

= 87,2 amu

Artinya, massa atom rata-rata (juga dikenal sebagai berat atom) J adalah 87,2 amu. Sedangkan massa molar 87,2 g / mol. Perhatikan bahwa 87,2 lebih dekat ke 88 daripada 86, dan juga jauh dari 90.

Massa atom mutlak

Massa atom absolut adalah massa atom yang dinyatakan dalam gram. Mulai dari contoh unsur hipotetis J, kita dapat menghitung massa atom absolutnya (massa rata-rata) dengan mengetahui bahwa setiap amu setara dengan 1.6605 · 10 ^-24 gram:

Massa atom absolut (J) = 87,2 amu * (1,6605 · 10 ^-24 g / amu)

= 1,447956 · 10 ^-22 g / J atom

Artinya rata-rata atom J memiliki massa absolut 1.447956 · 10 ^-22 g.

Massa atom relatif

Massa atom relatif secara numerik identik dengan massa atom rata-rata untuk unsur tertentu; Namun, tidak seperti yang kedua, yang pertama tidak memiliki kesatuan. Oleh karena itu, ia tidak berdimensi. Misalnya, massa atom rata-rata berilium adalah 9,012182 u; sedangkan massa atom relatifnya hanya 9.012182.

Itulah sebabnya terkadang konsep-konsep ini sering disalahartikan sebagai sinonim, karena sangat mirip dan perbedaan di antara keduanya tidak kentara. Tapi apa massa ini relatif? Relatif dengan seperduabelas massa ¹² C.

Jadi, unsur dengan massa atom relatif 77 berarti ia memiliki massa 77 kali lebih besar dari ^1/12 dari ¹² C.

Mereka yang telah melihat unsur-unsur dalam tabel periodik akan melihat bahwa massa mereka diekspresikan secara relatif. Mereka tidak memiliki satuan amu, dan ini diartikan sebagai: besi memiliki massa atom 55.846, yang berarti massa 55.846 kali lebih banyak daripada massa 1/12 bagian ¹² C, dan dapat juga dinyatakan sebagai 55.846 amu atau 55,846 g / mol.

Bagaimana menghitung massa atom

Secara matematis, diberikan contoh cara menghitungnya dengan contoh elemen J. Secara umum, kita harus menerapkan rumus rata-rata tertimbang, yaitu:

P = Σ (massa atom isotop) (kelimpahan dalam desimal)

Artinya, memiliki massa atom (neutron + proton) dari setiap isotop (biasanya alami) untuk unsur tertentu, serta kelimpahan terestrial masing-masing (atau wilayah apa pun yang dipertimbangkan), maka rata-rata tertimbang tersebut dapat dihitung.

Dan mengapa tidak hanya rata-rata aritmatika? Misalnya, massa atom rata-rata J adalah 87,2 amu. Jika kita menghitung massa ini lagi tetapi secara hitung kita akan mendapatkan:

Massa rata-rata (J) = (88 amu + 86 amu + 90 amu) / 3

= 88 amu

Perhatikan bahwa ada perbedaan penting antara 88 dan 87,2. Ini karena rata-rata aritmatika mengasumsikan bahwa kelimpahan semua isotop adalah sama; Karena ada tiga isotop J, masing-masing memiliki kelimpahan 100/3 (33,33%). Tetapi kenyataannya tidak demikian: isotop jauh lebih melimpah daripada yang lain.

Itulah mengapa rata-rata tertimbang dihitung, karena memperhitungkan seberapa melimpah satu isotop terhadap isotop lainnya.

Contoh

Karbon

Untuk menghitung massa atom rata-rata karbon kita membutuhkan isotop alaminya dengan kelimpahannya masing-masing. Dalam kasus karbon, ini adalah: ¹² C (98,89%) dan ¹³ C (1,11%). Massa atom relatif mereka masing-masing adalah 12 dan 13, yang pada gilirannya sama dengan 12 amu dan 13 amu. Pemecahan:

Massa atom rata-rata (C) = (12 amu) (0,9889) + (13 amu) (0,0111)

= 12,0111 pagi

Oleh karena itu, massa atom karbon rata-rata adalah 12,01 amu. Karena ada jumlah jejak ¹⁴ C, hampir tidak ada pengaruh pada rata-rata ini.

Sodium

Semua atom natrium terestrial terdiri dari isotop ²³ Na, sehingga kelimpahannya 100%. Itulah sebabnya dalam perhitungan biasa, massanya dapat diasumsikan hanya 23 amu atau 23 g / mol. Namun, massa tepatnya adalah 22,98976928 amu.

Oksigen

Tiga isotop oksigen dengan kelimpahannya masing-masing adalah: ¹⁶ O (99,762%), ¹⁷ O (0,038%) dan ¹⁸ O (0,2%). Kami memiliki segalanya untuk menghitung massa atom rata-rata:

Massa atom rata-rata (O) = (16 amu) (0,99762) + (17 amu) (0,00038) + (18 amu) (0,002)

= 16.00438 pagi

Meskipun massa tepatnya yang dilaporkan sebenarnya adalah 15,9994 amu.

Nitrogen

Mengulangi langkah yang sama dengan oksigen kami memiliki: ¹⁴ N (99,634%) dan ¹⁵ N (0,366%). Begitu:

Massa atom rata-rata (N) = (14 amu) (0,99634) + (15 amu) (0,00366)

= 14.00366 amu

Perhatikan bahwa massa nitrogen yang dilaporkan adalah 14.0067 amu, sedikit lebih tinggi dari yang kami hitung.

Klorin

Isotop klorin dengan kelimpahannya masing-masing adalah: ³⁵ Cl (75.77%) dan ³⁷ Cl (24.23%). Menghitung massa atom rata-rata yang kita miliki:

Massa atom rata-rata (Cl) = (35 amu) (0,7577) + (37 amu) (0,2423)

= 35,4846 amu

Sangat mirip dengan yang dilaporkan (35.453 amu).

Disprosium

Dan terakhir, massa rata-rata suatu unsur dengan banyak isotop alami akan dihitung: disprosium. Kelimpahannya masing-masing adalah: ¹⁵⁶ Dy (0,06%), ¹⁵⁸ Dy (0,10%), ¹⁶⁰ Dy (2,34%), ¹⁶¹ Dy (18,91%), ¹⁶² Dy (25,51) %), ¹⁶³ Dy (24,90%) dan ¹⁶⁴ Dy (28,18%).

Kami melanjutkan seperti pada contoh sebelumnya untuk menghitung massa atom logam ini:

Massa atom rata-rata (Dy) = (156 amu) (0,0006%) + (158 amu) (0,0010) + (160 amu) (0,0234) + (161 amu) (0,1891) + (162 amu) (0.2551) + (163 amu) (0.2490) + (164 amu) (0.2818)

= 162,5691 amu

Massa yang dilaporkan adalah 162.500 amu. Perhatikan bahwa rata-rata ini adalah antara 162 dan 163, karena isotop ¹⁵⁶ Dy, ¹⁵⁸ Dy dan ¹⁶⁰ Dy sedikit melimpah; Sedangkan yang mendominasi adalah ¹⁶² Dy, ¹⁶³ Dy dan ¹⁶⁴ Dy.

Referensi

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kimia (Edisi ke-8). CENGAGE Learning.
2. Wikipedia. (2019). Massa atom. Dipulihkan dari: en.wikipedia.org
3. Christopher Masi. (sf). Massa Atom. Diperoleh dari: wsc.mass.edu
4. Natalie Wolchover. (12 September 2017). Bagaimana Anda Menimbang Atom? Live Science. Diperoleh dari: LiveScience.com
5. Kimia LibreTexts. (05 Juni 2019). Menghitung Massa Atom. Diperoleh dari: chem.libretexts.orgs
6. Edward Wichers dan H. Steffen Peiser. (15 Desember 2017). Berat atom. Encyclopædia Britannica. Diperoleh dari: britannica.com