Update: Dit artikel is bijgewerkt op 11 september 2017 door Rachel Ross, Live Science Contributor.
Stel je voor dat je een atoom op een weegschaal neerploft. Terwijl je dat doet, schilferen huidcellen die triljoenen atomen dik zijn van je hand af en fladderen eromheen naar beneden, waardoor het wordt begraven in een stapel atomaire dubbelgangers. Intussen schieten vocht- en atmosferische deeltjes in het rond, die op en tegen de weegschaal stuiteren en de atoomgevoelige naald heen en weer laten zwiepen als een ruitenwisser. En trouwens, hoe is het je überhaupt gelukt om een enkel atoom te isoleren?
Een moment van nadenken leert dat je een atoom niet op een traditionele weegschaal kunt wegen.
In plaats daarvan gebruiken natuurkundigen al meer dan een eeuw een instrument dat een massaspectrometer wordt genoemd. Uitgevonden in 1912 door de natuurkundige J.J. Thomson en stapsgewijs verbeterd, werkt het als volgt: Eerst “ioniseren” natuurkundigen een gas van atomen door een bundel deeltjes op het gas af te vuren, waardoor ofwel elektronen worden toegevoegd aan de atomen in het gas, ofwel een paar van hun elektronen worden weggeslagen, afhankelijk van het type deeltjesbundel dat wordt gebruikt. Hierdoor krijgen de atomen – nu bekend als “ionen” – een netto negatieve of positieve elektrische lading.
Daarna worden de ionen door een buis gestuurd waarin zij worden onderworpen aan elektrische en magnetische velden. Beide velden oefenen een kracht uit op de ionen, en de sterkte van de twee krachten is evenredig met de lading van de ionen (neutrale atomen voelen de krachten niet). De elektrische kracht zorgt ervoor dat de ionen van snelheid veranderen, terwijl de magnetische kracht hun pad afbuigt.
De ionen worden dan opgevangen door “Faraday bekers” aan het eind van de buis, waardoor een stroom wordt opgewekt in draden die aan de bekers zijn bevestigd. Door te meten waar en wanneer de stroom ionen de bekers van Faraday raakt, kunnen de natuurkundigen bepalen hoeveel zij moeten zijn versneld, en in welke richting, als gevolg van de elektrische en magnetische krachten. Tenslotte delen de natuurkundigen door middel van de tweede bewegingswet van Newton, F=ma, herschikt als m=F/a, de totale kracht die op de ionen werkt door hun resulterende versnelling om de massa van de ionen te bepalen.
De massa van het elektron is ook bepaald met behulp van een massaspectrometer – in dat geval werden de elektronen gewoon zelf door het instrument gestuurd. Die meting stelt natuurkundigen in staat de massa van een atoom te bepalen wanneer het het juiste aantal elektronen heeft, in plaats van een tekort of een overschot aan elektronen.
Met behulp van een massaspectrometer hebben natuurkundigen de massa van een waterstofatoom bepaald op 1,660538921(73) × 10-27 kilogram, waarbij de cijfers tussen haakjes niet met volledige zekerheid bekend zijn. Dat is nauwkeurig genoeg voor de meeste doeleinden.
Goede trillingen
Een andere manier waarop de massa van een atoom kan worden gevonden, is door zijn trillingsfrequentie te meten en achterwaarts op te lossen, volgens het artikel van Jon R. Pratt uit 2014 in het Journal of Measurement Science.
De trilling van een atoom kan op een paar manieren worden bepaald, waaronder atoominterferometrie, waarbij atoomgolven coherent worden gesplitst en later opnieuw worden gecombineerd, volgens Alex Cronin, een universitair hoofddocent in de afdeling natuurkunde aan de Universiteit van Arizona; en frequentiekammen, die spectrometrie gebruiken om trillingen te meten. De frequentie kan dan worden gebruikt met de constante van Planck om de energie van het atoom te vinden (E = hv, waarbij h de constante van Planck is en v de frequentie). De energie kan dan worden gebruikt met de beroemde vergelijking van Einstein, E = mc2, om de massa van het atoom op te lossen wanneer deze wordt herschikt tot m = E/c2.
Een derde manier om de massa van een atoom te meten wordt beschreven in een artikel uit 2012, gepubliceerd in Nature Nanotechnology door J. Chaste, et al. Bij deze methode worden koolstofnanobuisjes gebruikt bij lage temperaturen en in een vacuüm en wordt gemeten hoe de trillingsfrequentie verandert afhankelijk van de massa van de deeltjes die eraan vastzitten. Deze schaal kan massa’s tot één yoctogram meten, minder dan de massa van één enkel proton (1,67 yoctogram).
De test was met een 150-nanometer koolstof nanobuisje dat boven een geul hing. De nanobuis werd getokkeld als een gitaarsnaar, en dit produceerde een natuurlijke trillingsfrequentie die vervolgens werd vergeleken met de trillingspatronen wanneer de nanobuis in contact kwam met andere deeltjes. De hoeveelheid massa op de nanobuis verandert de frequentie die wordt geproduceerd.
Ye olde mass
Hoe zat het ook alweer voor de tijd van de massaspectrometers, toen chemici nog niet goed wisten wat een atoom eigenlijk was? Toen maten ze vooral het gewicht van de atomen waaruit de verschillende elementen bestonden in termen van hun relatieve massa’s, in plaats van hun werkelijke massa’s. In 1811 realiseerde de Italiaanse wetenschapper Amedeo Avogadro zich dat het volume van een gas (bij een gegeven druk en temperatuur) evenredig is met het aantal atomen of moleculen waaruit het bestaat, ongeacht om welk gas het gaat. Dankzij dit nuttige feit konden scheikundigen het relatieve gewicht van gelijke volumes van verschillende gassen vergelijken om de relatieve massa te bepalen van de atomen waaruit ze bestonden.
Zij maten het atoomgewicht in termen van atomaire massaeenheden (amu), waarbij 1 amu gelijk was aan een twaalfde van de massa van een koolstof-12-atoom. Toen in de tweede helft van de 19e eeuw chemici andere middelen gebruikten om het aantal atomen in een bepaald volume gas te benaderen – die beroemde constante bekend als het getal van Avogadro – begonnen ze ruwe schattingen te maken van de massa van een enkel atoom door het volume van het hele gas te wegen en te delen door het getal.
Het verschil tussen atoomgewicht, massa en aantal
Velen gebruiken de termen gewicht en massa door elkaar, en zelfs de meeste weegschalen bieden opties in eenheden zoals ponden en kilo’s. En terwijl massa en gewicht verwant zijn, zijn zij niet hetzelfde ding. Bij het bespreken van atomen, gebruiken veel mensen atoomgewicht en atoommassa door elkaar, hoewel ze ook niet helemaal hetzelfde zijn.
Atoommassa wordt gedefinieerd als het aantal protonen en neutronen in een atoom, waarbij elk proton en neutron een massa heeft van ongeveer 1 amu (1,0073 en 1,0087, respectievelijk). De elektronen in een atoom zijn zo minuscuul in vergelijking met de protonen en neutronen dat hun massa te verwaarlozen is. Het koolstof-12 atoom, dat vandaag de dag nog steeds als standaard wordt gebruikt, bevat zes protonen en zes neutronen voor een atoommassa van twaalf amu. Verschillende isotopen van hetzelfde element (hetzelfde element met verschillende hoeveelheden neutronen) hebben niet dezelfde atoommassa. Koolstof-13 heeft een atoommassa van 13 amu.
Atomair gewicht heeft, in tegenstelling tot het gewicht van een voorwerp, niets te maken met de aantrekkingskracht van de zwaartekracht. Het is een eenheidloze waarde die een verhouding is van de atoommassa’s van natuurlijk voorkomende isotopen van een element ten opzichte van die van een twaalfde van de massa van koolstof-12. Voor elementen zoals beryllium of fluor die slechts één natuurlijk voorkomende isotoop hebben, is de atoommassa gelijk aan het atoomgewicht.
Koolstof heeft twee natuurlijk voorkomende isotopen – koolstof-12 en koolstof-13. De atoommassa’s van beide zijn respectievelijk 12,0000 en 13,0034, en gezien hun abundanties in de natuur (98,89 en 1,110 procent, respectievelijk), wordt het atoomgewicht van koolstof berekend op ongeveer 12,01. Het atoomgewicht komt sterk overeen met de massa van koolstof-12, omdat de meeste koolstof in de natuur bestaat uit de isotoop koolstof-12.
Het atoomgewicht van elk atoom kan worden gevonden door de abundantie van een isotoop van een element te vermenigvuldigen met de atoommassa van het element en vervolgens de resultaten bij elkaar op te tellen. Deze vergelijking kan worden gebruikt voor elementen met twee of meer isotopen:
- Koolstof-12: 0,9889 x 12,0000 = 11,8668
- Koolstof-13: 0,0111 x 13,0034 = 0,1443
- 11.8668 + 0,1443 = 12,0111 = atoomgewicht van koolstof
En er is nog een derde waarde die wordt gebruikt bij het bespreken van metingen in verband met atomen: het atoomnummer. Het atoomnummer wordt bepaald door het aantal protonen in een element. Een element wordt gedefinieerd door het aantal protonen dat de kern bevat en heeft niets te maken met het aantal isotopen dat het element heeft. Koolstof heeft altijd een atoomnummer van 6 en uranium heeft altijd een atoomnummer van 92.
Aanvullende verslaggeving door Rachel Ross, Live Science Contributor.