11.1: Загальні особливості атомної мас-спектрометрії

Last updated
Save as PDF

Page ID: 27011

\( \newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \) \( \newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}} \)\(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)

У мас-спектрометрії - будь то атоми, які розглядаються в цій главі, або молекул, які розглядаються в розділі 20 - ми перетворюємо аналіт в іони, а потім відокремлюємо ці іони на основі співвідношення їх мас до їх зарядів. У цьому розділі ми приділяємо пильну увагу тому, що ми маємо на увазі під масою, зарядом та співвідношенням маси до заряду. Ми також коротко розглянемо, як ми генеруємо і вимірюємо іони, теми більш детально розглянуті в наступних розділах.

Атомні ваги в мас-спектрометрії

Простежуємо сучасну епоху хімії до розвитку Джона Далтона атомної теорії, яка зробила три гіпотези:

Елементи, які є найменшим поділом речовини з виразними хімічними властивостями, складаються з атомів. Всі атоми даного елемента однакові - це не зовсім вірно, як ми побачимо незабаром, але ми не будемо тримати це проти Далтона! — і відрізняється від атомів інших елементів. Елемент вуглецю складається з атомів вуглецю, які відрізняються від атомів кисню, що складають елементарний кисень.
Сполуки складаються з атомів з двох і більше елементів. Оскільки атоми не можна поділити, елементи, що складають сполуку, завжди присутні у співвідношеннях цілих чисел. Наприклад, сполука, що містить вуглець і кисень, може мати 1 атом вуглецю та 1 атом кисню (СО) або 1 атом вуглецю та 2 атоми кисню (CO ₂), але воно не може мати 1,5 атома вуглецю.
У хімічній реакції елементи, що входять до складу реагентів, переставляються, утворюючи нові сполуки як продукти. Однак атоми, що входять до складу цих сполук, не руйнуються, а також не створюються нові атоми.

Перша гіпотеза Далтона просто визнала атом основним будівельним блоком хімії. Вода, наприклад, виготовляється з атомів водню і кисню. Друга гіпотеза визнає, що для кожного з'єднання існує фіксована комбінація атомів. Незалежно від її джерела (дощ, сльози або пляшка Евіана) молекула води завжди складається з двох атомів водню на кожен атом кисню. Третя гіпотеза Дальтона - це твердження, що атоми зберігаються в реакції; це більш відоме як збереження маси.

будова атома

Хоча Далтон вважав, що атоми неподільні, ми знаємо тепер, що вони зроблені з трьох менших субатомних частинок: електрона, протона і нейтрона. Атом, однак, залишається найменшим поділом речовини з виразними хімічними властивостями.

Електрони, протони та нейтрони. Характерні властивості електронів, протонів і нейтронів наведені в табл\(\PageIndex{1}\).

Таблиця\(\PageIndex{1}\). Маса і заряд субатомних частинок
частинка	маса (г)	одиниця заряду	Заряд (в Кулоні, С)
електрон	\(9.10939 \times 10^{-28}\)	\(-1\)	\(-1.6022 \times 10^{-19}\)
протона	\(1.67262 \times 10^{-24}\)	\(+1\)	\(+1.6022 \times 10^{-19}\)
нейтрон	\(1.67493 \times 10^{-24}\)	0	0

Протон і нейтрон складають ядро атома, яке розташоване в центрі атома і має радіус приблизно\(5 \times 10^{-3} \text{ pm}\). Залишок атома, який має радіус приблизно 100pm, - це переважно порожній простір, в якому електрони вільно рухаються. З трьох субатомних частинок лише електрон і протон несуть заряд, який ми можемо висловити як відносний одиничний заряд, такий як\(+1\) або\(-2\), або як абсолютний заряд в Кулоні. Оскільки елементи не мають чистого заряду (тобто вони нейтральні), кількість електронів і протонів в елементі повинна бути однаковою.

Атомні номери. Чому атом вуглецю відрізняється від атома водню або гелію? Одне з можливих пояснень полягає в тому, що вуглець і водень і гелій мають різну кількість електронів, протонів або нейтронів; Таблиця\(\PageIndex{2}\) містить відповідні числа.

Таблиця\(\PageIndex{2}\). Порівняння елементів водню, гелію та вуглецю
елемент	кількість протонів	кількість нейтронів ¹	кількість електронів
водню	1	0, 1 або 2	2
гелій	2	2	2
вуглець	6	6, 7 або 8	6
¹ Тут показано лише кількість нейтронів для найважливіших природних форм цих елементів.

Зверніть увагу, що хоча таблиця\(\PageIndex{2}\) показує, що атом гелію має два нейтрони, атом водню або вуглецю має три можливості для чисел нейтронів. Навіть можливо, щоб атом водню існував без нейтрона. Очевидно, що кількість нейтронів не має вирішального значення для визначення того, чи атом є вуглець, водень або гелій. Хоча водень, гелій та вуглець мають різну кількість електронів, це число не є критичним для ідентичності елемента. Наприклад, можна зняти електрон від гелію, щоб утворити іон гелію із зарядом,\(+1\) який має таку ж кількість електронів, що і водень; тим не менш, це все ще гелій.

Що робить атом вуглецю, так це наявність шести протонів, тоді як кожен атом водню має один протон, а кожен атом гелію - два протони. Число протонів в атомі називається його атомним номером, який ми представляємо як Z.

Атомна маса і ізотопи. Протони і нейтрони мають подібну масу і набагато важче електронів (див. Таблицю\(\PageIndex{1}\)); таким чином, більша частина маси атома знаходиться в його ядрі. Оскільки не всі атоми елемента обов'язково мають однакову кількість нейтронів, два атоми елемента можуть відрізнятися за масою. З цієї причини сума протонів і нейтронів атома відома як його масове число (A). Вуглець, наприклад, може мати масове число 12, 13 або 14 (шість протонів і шість, сім або вісім нейтронів), а водень може мати масове число 1, 2 або 3 (один протон і нуль, один або два нейтрони).

Атоми одного і того ж елемента (того ж Z), але з різною кількістю нейтронів (різні А) називаються ізотопами. Водень, наприклад, має три ізотопи (див. Таблицю\(\PageIndex{2}\)). Ізотоп з 0 нейтронами є найпоширенішим, що становить 99,985% всіх стабільних атомів водню, і відомий, дещо самопосилаючись, як водень. Дейтерій, на який припадає 0,015% всіх стабільних атомів водню, має 1 нейтрон. Ізотоп водню з двома нейтронами називається тритієм. Оскільки тритій радіоактивний, він нестійкий і зникає з часом.

Звичайний спосіб представлення ізотопів - це символ\(^A _Z X\), де X - атомний символ елемента. Три ізотопи водню, який має елементарний символ Н, є\(^1 _1 \text{H}\)\(^2 _1 \text{H}\), і\(^3 _1 \text{H}\). Оскільки елементний символ (X) та атомний номер (Z) надають надлишкову інформацію, ми часто опускаємо атомний номер; таким чином, дейтерієм стає\(^2 \text{H}\). На відміну від водню, ізотопи інших елементів не мають конкретних назв. Замість цього вони називаються, взявши ім'я елемента та додаючи атомну масу. Наприклад, ізотопи вуглецю називаються вуглець-12, вуглець-13 і вуглець-14.

Атомна маса

Окремі атоми важать дуже мало, як правило,\(10^{-24} \text{ g}\) ось-ось\(10^{-22} \text{ g}\). Ця кількість настільки мала, що немає простого способу виміряти масу одного атома. Для присвоєння мас атомам необхідно призначити масу одному атому і повідомити про маси всіх інших атомів щодо цього абсолютного стандарту. За домовленістю атомна маса заявлена в терміні одиниць атомної маси (amu) або дальтона (Da), де 1 аму і 1 Da визначаються як 1/12 маси атома вуглецю-12. Атомна маса вуглецю-12, отже, дорівнює рівно 12 аму. Атомна маса вуглецю-13 становить 13,00335 аму, оскільки маса атома вуглецю-13\(1.0836125 \times\) більше маси атома вуглецю-12.

Примітка

Якщо обчислити маси вуглецю-12 і вуглецю-13 шляхом складання разом мас електронів, нейтронів і протонів кожного ізотопу з табл.,\(\PageIndex{1}\) то вийде масове співвідношення 1,08336, а не 1,0836125. Причиною цього є те, що маси в таблиці\(\PageIndex{1}\) призначені для «вільних» електронів, протонів і нейтронів; тобто для електронів, протонів і нейтронів, яких немає в атомі. При утворенні атома частина маси втрачається. «Куди він дівається? «, - запитаєте ви. Пам'ятаєте Ейнштейна і\(E = mc^2\)? Маса може бути перетворена в енергію, а втрачена маса - це енергія ядерного зв'язку, яка утримує ядро разом.

Середня атомна маса. Оскільки вуглець існує в декількох ізотопах, атомна маса «середнього» атома вуглецю не рівно 12 аму. Натомість зазвичай повідомляється в періодичних таблицях як 12.01 або 12.011, значення, які ближче до 12,0, оскільки 98,90% всіх атомів вуглецю - це вуглець-12. Комісія IUPAC з ізотопних достатків і атомних ваг в даний час повідомляє про свою масу як [12.0096, 12.0116] amu, де значення в дужках є нижньою та верхньою оцінками середньої маси в різних природних матеріалів. Як показано в наступному прикладі, якщо ви знаєте відсоток достатку і атомні маси ізотопів елемента, то ви можете обчислити його середню атомну масу.

Приклад\(\PageIndex{1}\)

Елемент магній, Mg, має три стабільних ізотопи з наступними атомними масами і відсотковою кількістю:

ізотопу	маса (аму)	відсоток достатку
\(^{24} \text{Mg}\)	23.9924	78.70
\(^{25} \text{Mg}\)	24.9938	10.13
\(^{26} \text{Mg}\)	25.9898	11.17

Розрахуйте середню атомну масу для магнію.

Рішення

Щоб знайти середню атомну масу, ми помножимо атомну масу кожного ізотопу на її дробову чисельність (десятковий еквівалент її відсоткової чисельності) і складаємо результати; таким чином

середня сума = (0.7870) (23.994 ранку) + (0.1013) (24.9938 ранку) + (0.1117) (25.9898 ранку) середній час = 24.32 ранку

Як показує наступний приклад, ми також можемо працювати з такими проблемами у зворотному напрямку, використовуючи середню атомну масу елемента та атомні маси його ізотопів, щоб знайти відсоток достатку кожного ізотопу.

Приклад\(\PageIndex{2}\)

Елемент галій, Ga, має два природних ізотопи. Ізотоп\(^{69} \text{Ga}\) має атомну масу 68,926 аму, а ізотоп\(^{71} \text{Ga}\) має атомну масу 70,926 аму. Середня атомна маса для галію становить 69,723. Знайдіть відсоток достатку для двох ізотопів галію.

Рішення

Якщо ми дозволимо х бути дробовим достатком\(^{69} \text{Ga}\), то дробове достаток\(^{71} \text{Ga}\) становить 1 — х (тобто загальні суми\(^{69} \text{Ga}\) і\(^{71} \text{Ga}\) повинні скласти до одиниці). Використовуючи той самий загальний підхід, що і приклад\(\PageIndex{1}\), ми виявляємо, що

69,723 амп = (х) (68.926 ам) + (1 — х) (70.926 ам)

69,723 ам = 68,926 х сума + 70,926 аму — 70,926 х сума

2.000 х сума = 1,203 амп

х = 0,6015

1 — х = 1 — 0,6015 = 0,3985

Таким чином, 60,15% природного галію становить\(^{69} \text{Ga}\) і 39,85% становить\(^{71} \text{Ga}\).

Примітка

Хоча багато періодичних таблиць повідомляють про атомні маси до двох десяткових знаків - періодична таблиця, яку я консультуюся найчастіше, наприклад, дає середню атомну масу вуглецю як 12.01 amu - висока роздільна здатність деяких мас-спектрометрів дозволяє нам повідомляти про маси до трьох або чотирьох знаків після коми.

Співвідношення маси до заряду

Як ми дізнаємося пізніше, мас-спектрометр розділяє іони на основі їх відношення маси до заряду (м/з), а не тільки на їх масі або тільки їх заряді. Оскільки більшість іонів, які утворюються під час мас-спектрометрії, заряджаються поодиноко, спектри часто повідомляються, використовуючи маси (м) замість співвідношення маси до заряду; обов'язково залишайтеся напоготові про це, дивлячись на масові спектри.