In breve:
La tua supposizione è corretta. Se la definizione di mole fosse basata su 24 grammi di carbonio-12, tutti i pesi molecolari raddoppierebbero. Non è così e dubito fortemente che questa definizione cambierà mai.
In termini lunghi:
Questa domanda è molto specifica per definizione. Non si dovrebbe essere confusi con i diversi tipi di definizioni. Tutte queste definizioni si basano sull'isotopo carbonio-12. Quindi la massa atomica (costante) ha un valore specifico:
Un dodicesimo della massa di un atomo di carbonio-12 nel suo stato fondamentale nucleare ed elettronico, $ m_u = 1.660 5402 10 ~ \ volte ~ 10 ^ {- 27} ~ \ text {kg} $. È uguale all'unità di massa atomica unificata.
L ' unità di massa atomica unificata è quindi un'unità derivata non SI:
Unità di massa non SI (uguale alla costante di massa atomica), definita come un dodicesimo della massa di un atomo di carbonio-12 nel suo stato fondamentale e utilizzata per esprimere masse di particelle atomiche, $ u \ circa 1,660 5402 10 ~ \ times ~ 10 ^ {- 27} ~ \ text {kg} $.
Il peso atomico (cioè massa atomica relativa) è un rapporto (= numero) e quindi non ha unità:
Il rapporto tra la massa media dell'atomo e l'unità di massa atomica unificata.
Anche basato su carbonio- 12 è la definizione di mole, che hai affermato correttamente:
unità di base SI per la quantità di sostanza (simbolo: mol). La mole è la quantità di sostanza di un sistema che contiene tante entità elementari quanti sono gli atomi in 0,012 chilogrammi di carbonio-12. Quando viene utilizzata la talpa, le entità elementari devono essere specificate e possono essere atomi, molecole, ioni, elettroni, altre particelle o gruppi specificati di tali particelle.
Derivato da questo è il Costante di Avogadro:
Costante fisica fondamentale (simboli: $ L $, $ N_A $) che rappresenta la
numero molare di entità: $ L = 6.022 141 79 30 \ times 10 ^ {23} ~ \ text {mol} ^ {- 1} $.
Quindi si può derivare molte altre proprietà comunemente usate, come la massa molecolare e la massa molare. In una pubblicazione semestrale " pesi atomici degli elementi" sono pubblicati da IUPAC. In Pure Appl. Chem., 2013, vol. 85, n. 5, pp. 1047-1078 (o qui) dice:
La massa atomica , $ m_ \ text {a} $, di un atomo neutro non legato di carbonio-12, $ m_ \ text {a} (\ ce {{} ^ {12} C}) $, nei suoi stati fondamentali nucleari ed elettronici è $ 12 ~ u $ esattamente, dove $ u $ è l'unità di massa atomica unificata. Il peso atomico (chiamato anche massa atomica relativa) dell'isotopo $ ^ i \ text {E} $ dell'elemento $ \ text {E} $, simbolo $ A_ \ text {r} (^ i \ text {E}) $, nel materiale $ \ text {P} $ è
$ A_ \ text {r} (^ i \ text {E}) > = \ frac {m_ \ text { a} (^ i \ text {E}) _ \ text {P}} {\ frac {1} {12} m_ \ text {a} (\ ce {{} ^ {12} C})} = \ frac {m_ \ text {a} (^ i \ text {E}) _ \ text {P}} {u} $
Quindi, la massa atomica di $ \ ce {{} ^ {12} C} $ è $ 12 ~ u $ e il peso atomico di $ \ ce {{} ^ {12} C} $ è esattamente $ 12 ~ $. Tutti gli altri valori di peso atomico sono rapporti con il valore standard $ \ ce {{} ^ {12} C} $ e quindi sono numeri adimensionali. Il peso atomico dell'elemento $ \ text {E} $, $ A_ \ text {r} (\ text {E}) $, in un materiale $ \ text {P} $ è determinato dalla relazione
$ A_ \ text {r} (\ text {E}) _ \ text {P} = \ sum \ left [x (^ i \ text {E}) _ \ text {P} \ times A_ \ text {r } (^ i \ text {E}) \ right] $
dove $ x (^ i \ text {E}) _ \ text {P} $ è la frazione molare dell'isotopo $ ^ i \ text {E} $ in material $ \ text {P} $ (chiamata anche abbondanza isotopica).
Quindi la massa atomica standard del carbonio è (data in un intervallo)
$ m _ {\ text {a}} (\ ce {C}) = A_ \ text {r} (\ text {C}) _ \ text {grafite} \ times u = [12.0096, 12.0116] u $, con
$ u = \ frac {1} {12} m_ \ text {a} (\ ce {{} ^ {12} C}) $.
Tuttavia , la massa atomica di una singola molecola è sempre un multiplo intero di $ u $.
La massa molare del carbonio può quindi essere definita come
\ begin {align} M (\ ce {C}) & = m _ {\ text {a}} (\ ce {C}) \ times L \\ & = [12.0096, 12.0116] \ times10 ^ {- 3} ~ \ text {kg / mol} \\ & \ approx 12.01 ~ \ text {g / mol} ~ \ text {(4 sf)} \ end {align}
L'intera relazione diventa un po 'più chiara quando si guarda il bromo. Esistono due importanti isotopi del bromo: $ \ ce {^ {79} Br} $ e $ \ ce {^ {81} Br} $ ( ref). Quindi nel bromo elementare ($ \ ce {Br2} $) le molecole possono avere tre masse differenti $ m _ {\ text {a}} (\ ce {^ {79} Br2}) = 158u $, $ m _ {\ text { a}} (\ ce {^ {81} Br2}) = 162u $ e $ m _ {\ text {a}} (\ ce {^ {79} Br ^ {81} Br}) = 160u $.
La massa atomica standard del bromo è $ m _ {\ text {a}} (\ ce {Br}) = [79.901, 79.907] u $. Quindi $ M (\ ce {Br}) = [79.901, 79.907] \ times 10 ^ {- 3} ~ \ text {kg / mol} \ approx 79.90 ~ \ text {g / mol} ~ \ text {(4 sf )} $ (in base al valore di riferimento).
Quando si calcola con masse molari $ M $ bisogna sempre tenere presente che i valori standard utilizzati sono basati su una statistica (globale) .
Definizioni correlate:
quantità di sostanza, $ n $, Contiene anche la definizione di: numero di moli
Quantità di base nel sistema di quantità su cui si basa SI. È il numero di entità elementari diviso per la costante di Avogadro. Poiché è proporzionale al numero di entità, essendo la costante di proporzionalità la reciproca costante di Avogadro e la stessa per tutte le sostanze, deve essere trattata in modo quasi identico al numero di entità. Quindi le entità elementari contate devono essere sempre specificate. Le parole "di sostanza" possono essere sostituite dalla specifica dell'entità, ad esempio: quantità di atomi di cloro, $ n_ \ ce {Cl} $, quantità di molecole di cloro, $ n _ {\ ce {Cl2}} $. Nessuna specifica dell'entità potrebbe portare a ambiguità [la quantità di zolfo potrebbe rappresentare $ n_ \ ce {S} $, $ n _ {\ ce {S8}} $, ecc.], Ma in molti casi si presume che l'entità implicita essere noto: per i composti molecolari è solitamente la molecola [es quantità di benzene di solito
significa $ n _ {\ ce {C6H6}} $], per i composti ionici l'unità di formula più semplice [ad es. quantità di cloruro di sodio di solito significa $ n _ {\ ce {NaCl}} $] e per i metalli l'atomo [ad es. quantità di argento di solito sta per $ n _ {\ ce {Ag}} $]. In alcune quantità derivate vengono omesse anche le parole "di sostanza", ad es. quantità concentrazione, quantità frazione. Pertanto in molti casi il nome della quantità di base viene abbreviato in quantità e per evitare possibili confusioni con il significato generale della parola viene aggiunto l'attributo chimico. La quantità chimica è quindi il nome alternativo per la quantità di sostanza. Nel campo della chimica clinica le parole "della sostanza" non dovrebbero essere omesse e sono utilizzate abbreviazioni come concentrazione della sostanza (per la quantità di concentrazione della sostanza) e frazione della sostanza. La quantità non aveva un nome prima del 1969 ed era semplicemente indicata come numero di moli.
massa molecolare relativa, $ M_r $
Rapporto tra la massa di una molecola e l'unità di massa atomica unificata. A volte viene chiamato peso molecolare o massa molare relativa.
massa molare relativa Massa molare divisa per $ 1 ~ \ text {g / mol} (quest'ultima talvolta è chiamata la massa molare standard).