Hvordan beregne atommasse

Innhold

Trinn
Metode 1 av 3: Finne atommasse ved hjelp av det periodiske elementet
Metode 2 av 3: Beregning av atommassen til et enkelt atom
Metode 3 av 3: Beregning av den relative atommassen (atomvekt) til et element
Tips
Hva trenger du

Atommasse er summen av massene til alle protoner, nøytroner og elektroner som utgjør dette eller det atomet eller molekylet. Sammenlignet med protoner og nøytroner er massen av elektroner veldig liten, så det blir ikke tatt hensyn til i beregningene. Selv om dette er feil fra et formelt synspunkt, brukes dette begrepet ofte for å referere til gjennomsnittlig atommasse for alle isotoper av et element. Faktisk er dette den relative atommassen, også kalt atomvekt element. Atomvekt er gjennomsnittet av atommassene til alle naturlig forekommende isotoper av et element. Kjemikere må skille mellom disse to atommassene når de gjør jobben sin - en feil atommasseverdi kan for eksempel føre til et feil resultat for utbyttet av et reaksjonsprodukt.

Trinn

Metode 1 av 3: Finne atommasse ved hjelp av det periodiske elementet

1 Lær hvordan atommasse er skrevet. Atommasse, det vil si massen til et gitt atom eller molekyl, kan uttrykkes i standard SI -enheter - gram, kilo og så videre. På grunn av det faktum at atommassene uttrykt i disse enhetene er ekstremt små, blir de ofte registrert i enhetlige atommassenheter, eller forkortet amu. - atommassenheter. En atommasseenhet er lik 1/12 av massen av standardisotopen karbon-12.
- Atommassenheten kjennetegner massen en mol av et gitt element i gram... Denne verdien er veldig nyttig i praktiske beregninger, siden den lett kan omdannes massen til et gitt antall atomer eller molekyler av et gitt stoff til mol, og omvendt.
2 Finn atommassen i det periodiske systemet. De fleste standard periodiske tabeller inneholder atommassen (atomvekter) for hvert element. Som regel vises de som et tall nederst i cellen med elementet, under bokstavene som angir det kjemiske elementet. Dette er vanligvis ikke et heltall, men en desimal brøk.
- Vær oppmerksom på at alle de relative atommassene gitt i det periodiske systemet for hvert element er gjennomsnitt verdier. De kjemiske elementene har forskjellige isotoper - kjemiske arter som har forskjellige masser på grunn av flere eller manglende nøytroner i atomkjernen. Derfor kan de relative atommassene som er oppført i det periodiske systemet brukes som et gjennomsnitt for atomene til et bestemt element, men ikke som massen til ett atom av et gitt element.
- De relative atommassene gitt i det periodiske systemet brukes til å beregne molmassene til atomer og molekyler. Atommasser uttrykt i amu (som i det periodiske systemet) er i hovedsak dimensjonsløse. Men ganske enkelt ved å multiplisere atommassen med 1 g / mol får vi en nyttig egenskap for et element - massen (i gram) til en mol atomer av dette elementet.
3 Husk at det periodiske systemet viser de gjennomsnittlige atommassene til elementene. Som nevnt tidligere er de relative atommassene som er angitt for hvert element i det periodiske systemet gjennomsnittet av massene til alle isotoper i et atom. Dette gjennomsnittet er verdifullt for mange praktiske formål: det brukes for eksempel til å beregne molmassen til molekyler som består av flere atomer. Men når du har å gjøre med individuelle atomer, er denne verdien vanligvis ikke nok.
- Siden gjennomsnittlig atommasse er gjennomsnittsverdien for flere isotoper, er ikke verdien angitt i det periodiske systemet det korrekt verdien av atommassen til ethvert enkelt atom.
- Atommassene til individuelle atomer må beregnes under hensyntagen til det eksakte antallet protoner og nøytroner i et enkelt atom.

Metode 2 av 3: Beregning av atommassen til et enkelt atom

1 Finn atomnummeret til et gitt element eller dets isotop. Atomnummeret er antall protoner i atomene til et element, det endres aldri. For eksempel alle hydrogenatomer, og bare de har ett proton. Atomnummeret av natrium er 11, fordi kjernen har elleve protoner, mens atomnummeret for oksygen er åtte, siden kjernen har åtte protoner. Du kan finne atomnummeret til et hvilket som helst element i det periodiske systemet til Mendeleev - i nesten alle standardversjonene er dette tallet angitt over bokstavbetegnelsen til det kjemiske elementet. Atomnummeret er alltid et positivt heltall.
- Anta at vi er interessert i et karbonatom. Det er alltid seks protoner i karbonatomer, så vi vet at atomnummeret er 6. I tillegg ser vi at i det periodiske bordet, i den øvre delen av cellen med karbon (C) er tallet "6", som indikerer at atomkullet er seks.
- Vær oppmerksom på at atomnummeret til et element ikke er unikt knyttet til dets relative atommasse i det periodiske systemet. Selv om det spesielt for elementene øverst i tabellen kan se ut til at atommassen til et element er to ganger atomnummeret, blir det aldri beregnet ved å multiplisere atomnummeret med to.
2 Finn antall nøytroner i kjernen. Antall nøytroner kan være forskjellige for forskjellige atomer av det samme elementet. Når to atomer av samme element med samme antall protoner har et annet antall nøytroner, er de forskjellige isotoper av det elementet.I motsetning til antall protoner, som aldri endres, kan antallet nøytroner i atomene til et bestemt element ofte endres, så den gjennomsnittlige atommassen til et element skrives som en desimalbrøk med en verdi som ligger mellom to tilgrensende heltall.
- Antall nøytroner kan bestemmes av betegnelsen på elementets isotop. For eksempel er karbon-14 en naturlig forekommende radioaktiv isotop av karbon-12. Ofte er isotopnummeret angitt som et overskriftnummer foran elementets symbol: C. Antallet nøytroner blir funnet ved å trekke antall protoner fra isotopnummeret: 14 - 6 = 8 nøytroner.
- La oss si at karbonatomet av interesse har seks nøytroner (C). Det er den mest utbredte isotopen av karbon, og står for omtrent 99% av alle atomene til dette elementet. Imidlertid har omtrent 1% av karbonatomer 7 nøytroner (C). Andre typer karbonatomer har mer enn 7 eller mindre enn 6 nøytroner og eksisterer i svært små mengder.
3 Legg sammen antall protoner og nøytroner. Dette vil være atommassen til det gitte atomet. Ignorer antallet elektroner som omgir kjernen - deres totale masse er ekstremt liten, så de påvirker praktisk talt ikke beregningene dine.
- Karbonatomet vårt har 6 protoner + 6 nøytroner = 12. Dermed er atommassen til dette karbonatomet 12. Hvis dette var isotopen "karbon-13", så ville vi vite at det har 6 protoner + 7 nøytroner = atomvekt 1. 3.
- Faktisk er atommassen til karbon-13 13.003355, og denne verdien er mer nøyaktig siden den ble bestemt eksperimentelt.
- Atommassen er veldig nær isotopnummeret. For å gjøre beregningene lettere, antas isotopnummeret ofte å være lik atommassen. De eksperimentelt bestemte verdiene for atommassen overstiger isotoptallet litt på grunn av det svært lille bidraget fra elektronene.

Metode 3 av 3: Beregning av den relative atommassen (atomvekt) til et element

1 Bestem hvilke isotoper som er i prøven. Kjemikere bestemmer ofte forholdet mellom isotoper i en bestemt prøve ved hjelp av et spesielt instrument som kalles et massespektrometer. Under opplæringen vil disse dataene imidlertid bli gitt deg i forhold til oppgaver, kontroll og så videre i form av verdier hentet fra vitenskapelig litteratur.
- I vårt tilfelle, la oss si at vi har å gjøre med to isotoper: karbon-12 og karbon-13.
2 Bestem det relative innholdet i hver isotop i prøven. For hvert element forekommer forskjellige isotoper i forskjellige proporsjoner. Disse forholdene er nesten alltid uttrykt som prosent. Noen isotoper er svært vanlige, mens andre er svært sjeldne - til tider så vanskelige å oppdage. Disse mengdene kan bestemmes ved hjelp av massespektrometri eller finnes i en håndbok.
- La oss si at konsentrasjonen av karbon-12 er 99%, og karbon-13 er 1%. Andre isotoper av karbon egentlig finnes, men i så små mengder at de i dette tilfellet kan ignoreres.
3 Multipliser atommassen til hver isotop med konsentrasjonen i prøven. Multipliser atommassen til hver isotop med prosentandelen (uttrykt som en desimalbrøk). For å konvertere prosent til desimal, dividerer du bare med 100. De resulterende konsentrasjonene bør alltid legge opp til 1.
- Prøven vår inneholder karbon-12 og karbon-13. Hvis karbon-12 er 99% av prøven, og karbon-13 er 1%, er det nødvendig å multiplisere 12 (atommasse av karbon-12) med 0,99 og 13 (atommasse av karbon-13) med 0,01.
- Oppslagsbøkene gir prosentandel basert på de kjente mengdene av alle isotoper av et element. De fleste kjemi lærebøker inneholder denne informasjonen i tabellform på slutten av boken. For prøven som studeres, kan de relative konsentrasjonene av isotoper også bestemmes ved hjelp av et massespektrometer.
4 Legg sammen resultatene. Oppsummer multiplikasjonsresultatene du fikk i forrige trinn.Som et resultat av denne operasjonen finner du den relative atommassen til elementet ditt - gjennomsnittsverdien av atommassene til isotopene til det aktuelle elementet. Når man vurderer et element som helhet, i stedet for en bestemt isotop for et gitt element, er det denne verdien som brukes.
- I vårt eksempel er 12 x 0,99 = 11,88 for karbon-12 og 13 x 0,01 = 0,13 for karbon-13. Den relative atommassen i vårt tilfelle er 11,88 + 0,13 = 12,01.

Tips

Noen isotoper er mindre stabile enn andre: de forfaller til atomer av grunnstoffer med færre protoner og nøytroner i kjernen, og frigjør partikler som utgjør atomkjernen. Slike isotoper kalles radioaktive.