Waarom werd koolstof-12 gekozen voor de atomaire massa-eenheid?

Dieblitzen 05/13/2017. 3 answers, 13.143 views
conventions units definition history metrology

De atomaire massa-eenheid wordt gedefinieerd als 1 / 12e van de massa van een koolstof-12-atoom. Was er een fysieke reden voor een dergelijke definitie? Probeerden ze elektronen in de atomaire massa-eenheid op te nemen?

Waarom definieer je de amu niet als de massa van één proton of neutron, zodat bij nucleaire berekeningen tenminste één van de nucleaire deeltjes (uit protonen en neutronen) een mooi geheel getal zou zijn?

3 Answers


David Hammen 05/16/2017.

Waarom werd koolstof-12 gekozen voor de atomaire massa-eenheid?

Zoals ook elders in de metrologie het geval is, ligt het antwoord in geschiedenis, meetbaarheid, uitvoerbaarheid, herhaalbaarheid, misvattingen uit het verleden en consistentie (ondanks eerdere misvattingen).

De geschiedenis van de atoommassa en de mol (de twee zijn vrij onderling verbonden) gaat terug tot het begin van de 19e eeuw tot John Dalton, de vader van de atoomtheorie [1]. De verenigde atomaire massa-eenheid is naar hem vernoemd. Wetenschappers van die tijd leerden alleen over elementen; het periodiek systeem was 60 jaar in de toekomst van Dalton. Dalton stelde aanvankelijk voor om waterstof als basis te gebruiken. Problemen van meetbaarheid en herhaalbaarheid kwamen snel naar voren. Dat deden fouten ook. Dalton dacht bijvoorbeeld dat water HO was in plaats van H 2 O [2].

Deze problemen leidden ertoe dat scheikundigen overschakelden naar een op zuurstof gebaseerde standaard op basis van de zuurstof die op aarde wordt aangetroffen. (Dat elementen kunnen komen in meerdere isotopen was op dit moment niet bekend.) Natuurkundigen deden op atomair niveau onderzoek naar hun eigen standaard in de 20e eeuw, gebaseerd op 16 O in plaats van de natuurlijke mix van O 16 O, 17 O, en 18 O (atoommassa's: 15.994915, 16.999131 en 17.999161, respectievelijk, met een nominaal mengsel van 379.9 ppm voor 17 O, 2005.20 ppm voor 18 O en de rest 16 O) gebruikt door chemici.

De natuurlijke mix van de verschillende isotopen van zuurstof is niet constant. Het varieert met tijd, plaats en klimaat. Verbeterde metingen en meer wijdverbreid gebruik maakten de herhaalbaarheid een belangrijk probleem tegen het midden van de 20e eeuw. De primaire oorzaak is natuurlijke variaties in de twee meest voorkomende isotopen van zuurstof, 16 O (de dominante isotoop) en 18 O (gemiddeld ongeveer 2000 delen per miljoen). In het technische rapport van IUPAC [4] over de atoomgewichten van de elementen wordt het atoomgewicht van van nature voorkomende zuurstof vermeld, variërend van 15.99903 tot 15.99977.

De primaire oorzaak van deze natuurlijke variaties is de preferentiële verdamping en precipitatie van watermoleculen op basis van verschillende isotopen van zuurstof. Water op basis van 16 O verdampt meer lichtjes dan water op basis van 18 O, waardoor tropische oceanen een beetje geconcentreerd zijn in 18 O in vergelijking met gemiddeld. Aan de andere kant precipiteert water op basis van 18 O iets gemakkelijker dan water op basis van 16 O. Dit zorgt ervoor dat neerslag in de tropen iets hogere 18 O-concentraties heeft in vergelijking met nominaal, en het maakt neerslag in hoge breedten iets lager 18 O concentraties in vergelijking met nominaal.

Natuurkundigen hadden een oplossing: overschakelen naar hun isotopisch zuivere 16 O-standaard. Dit zou een onaanvaardbaar grote verandering (275 ppm [3]) in de op chemie gebaseerde standaard op basis van zuurstof zijn geweest. Het zou leerboeken, naslagwerken en misschien het allerbelangrijkste vereisen, dat de recepten die werden gebruikt in raffinaderijen en andere chemische fabrieken werden herschreven. De commerciële kosten zouden enorm zijn geweest. Het is belangrijk om in natura te houden dat metrologie in de eerste plaats bestaat om de handel te ondersteunen. Scheikundigen hadden daarom geen bezwaar tegen die suggestie van natuurkundigen.

De op koolstof gebaseerde standaard vertegenwoordigde een mooi compromis. Bij toeval, is het definiëren van de atoommassa als 1/16 van de massa van een mol zuurstof die een natuurlijk mengsel van O 16 O, 17 O en 18 O omvat, zeer dicht bij een standaard die de atoommassa definieert als 1/12 van de massa van een mol van 12 C [3]. Dit vertegenwoordigde een verandering van 42 ppm ten opzichte van de natuurlijke zuurstofstandaard van de chemicus in vergelijking met de 275 ppm-verandering die zou zijn ontstaan ​​door overschakeling naar 1/16 van de massa van een mol van 16 O [3]. Deze nieuwe standaard was gebaseerd op een zuivere isotoop, waardoor fysici gelukkig werden gehouden, en het vertegenwoordigde een acceptabel klein vertrek uit het verleden, waardoor chemici en handel gelukkig werden gehouden.


Referenties:

  1. Britannica.com op ingang John-Dalton / Atomic-theory
    Ik wil graag naar wikipedia verwijzen. Britannica is nog steeds een eerlijk spel voor basisfeiten.

  2. Klasse 11: Hoe atomen combineren
    Dalton's fout bij het aannemen van water was diatomisch is algemeen bekend. Dit is een van de vele sites die deze claim op Dalton's fout maken.

  3. Holden, Norman E. "Atoomgewichten en het internationale comité - een historisch overzicht." Chemistry International 26.1 (2004): 4-7.
    Ik vond dit na het feit, nadat Emilio Pisanty me vroeg om een ​​aantal referenties te vinden. Dit zegt alles wat ik heb geschreven, alleen beter, in meer detail en met veel referenties.

  4. Meija, Juris, et al. "Atoomgewichten van de elementen 2013 (IUPAC technisch rapport)." Pure and Applied Chemistry 88.3 (2016): 265-291.
    Zie tabel 1 en ook figuur 6.


Jirka Hanika 05/16/2017.

De massa van een bepaalde kern is niet gelijk aan de som van de massa's van de samenstellende deeltjes. Vanuit dit perspectief zal, afhankelijk van welke isotoop (of een combinatie van isotopen) de definitiestandaard wordt gekozen, geen enkele andere isotoop (of een combinatie van isotopen) als een leuk geheel getal eindigen.

Als koolstof-12 bijvoorbeeld zes protonen en zes neutronen heeft, zou men kunnen verwachten dat waterstof-2 (deuterium, één proton + één neutron) zijn atoomgewicht exact 2 heeft, maar de werkelijke waarde is 2,014. Om dit te begrijpen, overweeg dan kernfusiereacties die uiteindelijk koolstof-12 uit deuterium produceren. De reacties geven energie vrij en de afgegeven energie is exact gelijk aan de "verloren" massa (via $ E = mc ^ 2 $). Het is geen schoon tellend spel met protonen en neutronen.

Elektronen hebben hier niet veel mee te maken. Het is eerder een kwestie van sterke interactie tussen de nucleonen in dezelfde kern. De sterke interactie bepaalt het "comfortniveau" van de nucleonen en dus de potentiële energie die is betrokken bij fusie of fissieafbraak, en daarom is het mede bepalend voor de massa van de kern.

Vanuit dit perspectief zou je één isotoop kunnen hebben met een "leuk" atoomgewicht, maar andere zullen eindigen met totaal "rare" atoomgewichten. Vanuit dit perspectief maakt het niet zoveel uit welke isotoop je als standaard gebruikt, zolang de gemeenschappen maar klaar staan ​​om je voorstel te accepteren.


Vera K 07/02/2017.

Er zijn al twee goede antwoorden op uw vraag, maar ik zou nog steeds een aanvulling op en een meer specifiek antwoord op uw vragen willen geven:

De atomaire massa-eenheid wordt gedefinieerd als 1 / 12e van de massa van een koolstof-12-atoom.

Dit is niet correct. De unified atomaire massa-eenheid u wordt gedefinieerd als 1 / 12e van de massa van een koolstof-12-atoom. De atomaire massa-eenheid (amu) wordt gedefinieerd als 1/16 van de massa van de oxigen-16 isotoop (fysica) of 1/16 van de (gemiddelde) massa van een oxigen atoom (chemici).

Was er een fysieke reden voor een dergelijke definitie?

Nee, maar er zijn chemische redenen. Chemici willen dat de numerieke waarde van het "atoomgewicht" in uniforme atomaire massa-eenheden hetzelfde is als de numerieke waarde van de molecuulmassa. Bijvoorbeeld: het molecuulgewicht (dat is het abundantie-gewogen gemiddelde van de isotoopmassa's van een atoom) van C is 12,0107 u en de molaire massa ervan is 12,0107 g / mol. Hierdoor kunnen chemici gemakkelijk tussen macro- en micowereld springen.

Probeerden ze elektronen in de atomaire massa-eenheid op te nemen?

Ja, want als chemici de massa elementen of stoffen meten, zijn deze in essentie neutraal. Denk aan brok koolstof, oftewel diamant.

Waarom definieer je de amu niet als de massa van één proton of neutron, zodat bij nucleaire berekeningen tenminste één van de nucleaire deeltjes (uit protonen en neutronen) een mooi geheel getal zou zijn?

Omdat chemici niet geïnteresseerd zijn in nucleaire deeltjes. Ze meten meestal stoffen (moleculen).

Natuurkundigen gebruiken meestal andere massa-eenheden: $ m_e $ = massa van elektron, $ m_P $ = Planck-massa, etc.

Related questions

Hot questions

Language

Popular Tags