Unitate atomică de masă

De la RoCarta, enciclopedia lumii în limba română.

Daltonul sau unitatea de masă atomică unificată (simboluri: Da sau u) este o unitate de măsură pentru masă Este definită ca fiind 1⁄12 din masa izotopului carbon-12.

Această unitate este folosită în mod obișnuit în fizică și chimie pentru a exprima masa obiectelor la scară atomică, cum ar fi atomii, moleculele și particulele elementare, atât pentru cazuri discrete, cât și pentru mai multe tipuri de medii de ansamblu. De exemplu, un atom de heliu-4 are o masă de 4,0026 Da. Aceasta este o proprietate intrinsecă a izotopului și toți atomii de heliu-4 au aceeași masă. Acid acetilsalicilic (aspirina), C9H8O4, are o masă medie de aproximativ 180,157 Da. Cu toate acestea, nu există molecule de acid acetilsalicilic cu această masă. Cele mai comune două mase de molecule individuale de acid acetilsalicilic sunt 180,0423 Da, având cei mai comuni izotopi, și 181,0456 Da, în care un carbon este carbon-13.

Masele moleculare ale proteinelor, acizilor nucleici și alți polimeri mari sunt adesea exprimate cu unitățile kilodalton (kDa) și megadalton (MDa). Titina, una dintre cele mai mari proteine cunoscute, are o masă moleculară cuprinsă între 3 și 3,7 megadaltoni. ADN-ul cromozomului 1 din genomul uman are aproximativ 249 de milioane de perechi de baze, fiecare cu o masă medie de aproximativ 650 Da, sau 156 GDa în total.

Molul este o unitate de cantitate de substanță, utilizată pe scară largă în chimie și fizică, care a fost definită inițial astfel încât masa unui mol de substanță, în grame, să fie numeric egală cu masa medie a uneia dintre particulele sale constitutive, în daltoni. Adică, masa molară a unui compus chimic a fost menită să fie numeric egală cu masa sa moleculară medie. De exemplu, masa medie a unei molecule de apă este de aproximativ 18,0153 daltoni, iar un mol de apă este de aproximativ 18,0153 grame. O proteină a cărei moleculă are o masă medie de 64 kDa ar avea o masă molară de 64 kg/mol. Cu toate acestea, deși această egalitate poate fi presupusă pentru aproape toate scopurile practice, acum este doar aproximativă, din cauza redefinirii molului din 2019.

În general, masa în daltoni a unui atom este apropiată numeric, dar nu este exact egală cu numărul de nucleoni din nucleul său. Rezultă că masa molară a unui compus (grame pe mol) este numeric apropiată de numărul mediu de nucleoni conținuți în fiecare moleculă. Prin definiție, masa unui atom de carbon-12 este de 12 daltoni, ceea ce corespunde cu numărul de nucleoni pe care îi are (6 protoni și 6 neutroni). Cu toate acestea, masa unui obiect la scară atomică este afectată de energia de legare a nucleonilor din nucleele săi atomice, precum și de masa și energia de legare a electronilor săi. Prin urmare, această egalitate este valabilă numai pentru atomul de carbon-12 în condițiile menționate și va varia pentru alte substanțe. De exemplu, masa unui atom nelegat al izotopului comun de hidrogen (hidrogen-1, protium) este 1,007825032241(94) Da, masa unui proton este 1,007276466621(53) Da, masa unui neutron liber este 1,00866491595(49) Da, iar masa unui atom de hidrogen-2 (deuteriu) este 2,014101778114(122) Da. În general, diferența (excesul de masă absolut) este mai mică de 0,1%; excepțiile includ hidrogen-1 (aproximativ 0,8%), heliu-3 (0,5%), litiu-6 (0,25%) și beriliu (0,14%).

Daltonul diferă de unitatea de masă din sistemele de unități atomice, care este masa electronilor în repaus (m_e).

Istorie

Originea conceptului

Interpretarea legii proporțiilor definite în termenii teoriei atomice a materiei a implicat că masele de atomi ale diferitelor elemente aveau rapoarte definite care depind de elemente. În timp ce masele reale erau necunoscute, masele relative puteau fi deduse din acea lege. În 1803, John Dalton a propus să folosească masa atomică (încă necunoscută) a celui mai ușor atom, hidrogenul, ca unitate naturală a masei atomice. Aceasta a fost baza scalei de greutate atomică.

Din motive tehnice, în 1898, chimistul Wilhelm Ostwald și alții au propus să redefinească unitatea de masă atomică ca 1⁄16 din masa unui atom de oxigen. Acea propunere a fost adoptată oficial de Comitetul Internațional pentru Greutăți Atomice (ICAW) în 1903. Aceasta a fost aproximativ masa unui atom de hidrogen, dar oxigenul era mai susceptibil de determinare experimentală. Această sugestie a fost făcută înainte de descoperirea izotopilor în 1912. Fizicianul Jean Perrin adoptase aceeași definiție în 1909 în timpul experimentelor sale de determinare a maselor atomice și a constantei Avogadro. Această definiție a rămas neschimbată până în 1961. Perrin a definit, de asemenea, „molul” ca o cantitate dintr-un compus care conținea tot atâtea molecule cât 32 de grame de oxigen (O2). El a numit acest număr numărul Avogadro în onoarea fizicianului Amedeo Avogadro.

Variație izotopică

Descoperirea izotopilor de oxigen în 1929 a necesitat o definiție mai precisă a unității. Au fost utilizate două definiții distincte. Chimiștii aleg să definească AMU ca 1⁄16 din masa medie a unui atom de oxigen așa cum se găsește în natură; adică media maselor izotopilor cunoscuți, ponderată cu abundența lor naturală. Fizicienii, pe de altă parte, l-au definit ca 1⁄16 din masa unui atom al izotopului oxigen-16 (¹⁶O).

Măsurare

Johann Josef Loschmidt

Deși masele atomice relative sunt definite pentru atomi neutri, ele sunt măsurate (prin spectrometrie de masă) pentru ioni: prin urmare, valorile măsurate trebuie corectate pentru masa electronilor care au fost îndepărtați pentru a forma ionii și, de asemenea, pentru echivalentul de masă al energia de legare a electronilor, Eb/muc2. Energia totală de legare a celor șase electroni dintr-un atom de carbon-12 este 1030,1089 eV = 1,6504163×10−16 J: Eb/muc2 = 1,1058674×10−6, sau aproximativ o parte din 10 milioane din masa atomului.

Înainte de redefinirea unităților SI din 2019, experimentele au avut ca scop determinarea valorii constantei Avogadro pentru găsirea valorii unității de masă atomică unificată.

Johann Josef Loschmidt

O valoare rezonabil de precisă a unității de masă atomică a fost obținută pentru prima dată indirect de Josef Loschmidt în 1865, prin estimarea numărului de particule dintr-un anumit volum de gaz.

Jean Perrin

Perrin a estimat numărul Avogadro printr-o varietate de metode, la începutul secolului al XX-lea. El a fost distins cu Premiul Nobel pentru fizică în 1926, în mare parte pentru această lucrare.

Coulometrie

Sarcina electrică pe mol de sarcini elementare este o constantă numită constantă Faraday, F, a cărei valoare era cunoscută în esență încă din 1834, când Michael Faraday și-a publicat lucrările despre electroliză. În 1910, Robert Millikan a obținut prima măsurare a sarcinii pe un electron, −e. Coeficientul F/e a oferit o estimare a constantei Avogadro.

Experimentul clasic este cel al lui Bower și Davis la NIST, și se bazează pe dizolvarea metalului de argint departe de anodul unei celule de electroliză, în timp ce trece un curent electric constant I pentru un timp cunoscut t. Oamenii de știință NIST au conceput o metodă pentru a compensa argintul pierdut din anod din cauze mecanice și au efectuat o analiză izotopică a argintului folosit pentru a determina greutatea atomică a acestuia.