Atomvægt og atommasse er to vigtige begreber inden for kemi og fysik. Mange mennesker bruger udtrykkene om hverandre, men de betyder faktisk ikke den samme ting. Se på forskellen mellem atomvægt og atommasse og forstå hvorfor de fleste mennesker er forvirrede eller ikke er interesserede i forskellen. (Hvis du tager en kemi klasse, kan det dukke op på en test, så vær opmærksom!)
Atom masse mod atomvægt
Atomisk masse (m)-en) er massen af et atom. EN enkelt atom har et bestemt antal protoner og neutroner, så massen er utvetydig (ændrer ikke) og er den summen af antallet af protoner og neutroner i atomet. Elektroner bidrager med så lidt masse, at de ikke tælles.
Atomvægt er et vægtet gennemsnit af massen af alle elementers atomer, baseret på overflod af isotoper. Atomvægten kan ændre sig, fordi det afhænger af vores forståelse af, hvor meget af hver isotop af et element findes.
Både atommasse og atomvægt er afhængige på atommasseenheden (amu), som er 1/12 af massen af et atom af carbon-12 i detsgrundtilstanden.
Kan atommasse og atomvægt nogensinde være den samme?
Hvis du finder et element, der kun findes som en isotop, vil atommassen og atomvægten være den samme. Atommasse og atomvægt kan være lig med hinanden, når du også arbejder med en enkelt isotop af et element. I dette tilfælde bruger du atommassen i beregninger snarere end elementets atomvægt fra den periodiske tabel.
Masse er et mål for stoffets mængde, mens vægt er et mål for, hvordan en masse fungerer i et tyngdefelt. På Jorden, hvor vi udsættes for en temmelig konstant acceleration på grund af tyngdekraften, er vi ikke meget opmærksomme på forskellen mellem udtrykkene. Når alt kommer til alt, blev vores definitioner af masse stort set lavet med tyngdekraften for jorden, så hvis du siger, at en vægt har en masse på 1 kg og en vægt på 1 kg, har du ret. Hvis du nu tager den 1 kg masse til Månen, vil dens vægt være mindre.
Så da udtrykket atomvægt blev fundet tilbage i 1808, var isotoper ukendt, og jordens tyngdekraft var normen. Forskellen mellem atomvægt og atommasse blev kendt, da F.W. Aston, opfinderen af massespektrometret (1927) brugte sin nye enhed til at studere neon. På det tidspunkt antages atomvægten af neon at være 20,2 amu, alligevel observerede Aston to toppe i massespektret af neon, ved relative masser 20,0 amu og 22,0 amu. Aston foreslog der faktisk to to typer neonatomer i hans prøve: 90% af atomerne med en masse på 20 amu og 10% med en masse på 22 amu. Dette forhold gav en vægtet gennemsnitlig masse på 20,2 amu. Han kaldte de forskellige former for neonatomer "isotoper. "Frederick Soddy havde foreslået udtrykket isotoper i 1911 for at beskrive atomer, der indtager den samme position i den periodiske tabel, men alligevel er forskellige.
Selvom "atomvægt" ikke er en god beskrivelse, har udtrykket holdt sig fast af historiske grunde. Det rigtige udtryk i dag er "relativ atommasse" - den eneste "vægt" del af atomvægten er, at den er baseret på et vægtet gennemsnit af isotopoverflod.