Atommasse er summen af alle protoner, neutroner og elektroner i et enkelt atom eller molekyle. Massen af en elektron er så lille, at den kan ignoreres og ikke tages i betragtning. Selvom det er teknisk ukorrekt, bruges udtrykket atommasse også ofte til at referere til den gennemsnitlige atommasse for alle isotoper af et element. Denne anden definition er faktisk relativ atommasse, som også er kendt som atomvægt et element. Atomvægten tager højde for den gennemsnitlige masse af naturligt forekommende isotoper af det samme element. Kemikere skal skelne mellem disse to typer atommasse for at styre deres arbejde - for eksempel kan en forkert atommasseværdi føre til forkert beregning af eksperimentelle resultater.
Trin
Metode 1 af 3: Læsning af atommassen i det periodiske system
Trin 1. Forstå, hvordan du repræsenterer atommasse
Atommasse er massen af et atom eller molekyle. Atommasse kan udtrykkes i standard SI -masseenheder - gram, kilogram osv. Fordi atommasse er meget lille, når den udtrykkes i disse enheder, udtrykkes atommasse ofte i sammensatte atommassenheder (normalt forkortet u eller amu). Standarden for en atommassenhed er 1/12 af massen af standard carbon-12 isotopen.
Atommassenheden udtrykker massen af en mol af et element eller molekyle i gram. Dette er en meget nyttig egenskab ved praktiske beregninger, fordi denne enhed gør det let at konvertere mellem masser og mol mængder atomer eller molekyler af samme slags
Trin 2. Find atommassen i det periodiske system
De fleste periodiske tabeller viser den relative atommasse (atomvægt) for hvert element. Denne masse er næsten altid angivet som et tal i bunden af elementgitteret i tabellen, under et kemisk symbol, der læser et bogstav eller to. Dette tal er normalt repræsenteret som et decimal frem for et helt tal.
- Bemærk, at de relative atommasser, der er angivet i det periodiske system, er gennemsnitsværdierne for de relaterede elementer. Kemiske elementer har forskellige isotoper - kemiske former, der har forskellige masser på grund af tilsætning eller subtraktion af en eller flere neutroner fra atomkernen. Således kan den relative atommasse, der er angivet i det periodiske system, bruges som en gennemsnitsværdi for atomerne i et bestemt element, men ingen som massen af et enkelt atom af elementet.
- Relative atommasser, som dem, der findes i det periodiske system, bruges til at beregne molmasser af atomer og molekyler. Atommasse, når den er repræsenteret i amu som i det periodiske system, har teknisk ingen enheder. Imidlertid giver multiplikation af atommassen med 1 g/mol os en mængde, der kan bruges til elementets molmasse - massen (i gram) af et mol af et atom af elementet.
Trin 3. Forstå, at værdierne i det periodiske system er de gennemsnitlige atommasser for et element
Som allerede forklaret er den relative atommasse, der er angivet for hvert element i det periodiske system, middelværdien af alle atomets isotoper. Dette gennemsnit er vigtigt for mange praktiske beregninger - for eksempel beregning af molmassen af et molekyle bestående af flere atomer. Men når man arbejder med individuelle atomer, er dette antal undertiden ikke tilstrækkeligt.
- Værdien i det periodiske system er ikke en nøjagtig værdi for en enkelt atommasse, fordi den er et gennemsnit af flere forskellige typer isotoper.
- Atommasserne for individuelle atomer skal beregnes under hensyntagen til det nøjagtige antal protoner og neutroner i et enkelt atom.
Metode 2 af 3: Beregning af atommasse for individuelle atomer
Trin 1. Find atomnummeret for elementet eller isotopen
Atomnummeret er antallet af protoner i et element og har ikke et varierende antal. For eksempel har alle hydrogenatomer, og kun hydrogenatomer, en proton. Natrium har et atomnummer på 11, fordi dets kerne har elleve protoner, mens ilt har et atomnummer på 8, fordi dets kerne har otte protoner. Du kan finde atomnummeret for ethvert element i det periodiske system - i næsten enhver standard periodisk tabel. Atomnummeret er tallet over det kemiske symbol, der læser et eller to bogstaver. Dette tal er altid et positivt heltal.
- Antag, at vi arbejder med kulstofatomer. Kulstof har altid seks protoner. Så vi ved, at dets atomnummer er 6. Vi ser også i det periodiske system, at feltet for kulstof (C) har tallet "6" øverst, hvilket indikerer, at atomnummeret for kulstof er seks.
- Bemærk, at atomnummeret for et element ikke har nogen direkte effekt på dets relative atommasse, som det er skrevet i det periodiske system. Selvom det forekommer sandsynligt, at atomets atommasse er det dobbelte af dets atomnummer (især blandt elementer øverst i det periodiske system), bliver atommasse aldrig beregnet ved at gange et element atomnummer med to.
Trin 2. Find antallet af neutroner i kernen
Antallet af neutroner kan variere for atomer i et bestemt element. Selvom to atomer med samme antal protoner og forskellige antal neutroner er det samme element, er de forskellige isotoper af elementet. I modsætning til antallet af protoner i et element, der aldrig ændres, kan antallet af neutroner i atomerne i et givet element variere, så elementets gennemsnitlige atommasse skal repræsenteres som en decimalværdi mellem to hele tal.
- Antallet af neutroner kan bestemmes ved at bestemme isotopen af et element. For eksempel er carbon-14 en naturligt forekommende radioaktiv isotop af carbon-12. Du vil ofte se isotoper tildelt et lille tal øverst (overskrift) før elementets symbol: 14C. Antallet af neutroner beregnes ved at trække antallet af protoner fra antallet af isotoper: 14 - 6 = 8 neutroner.
- Antag, at det carbonatom, vi arbejder med, har seks neutroner (12C). Det er den mest almindelige isotop af kulstof, der udgør næsten 99% af alle kulstofatomer. Omkring 1% af kulstofatomer har imidlertid 7 neutroner (13C). De andre typer carbonatomer, der har mere eller mindre end 6 eller 7 neutroner, er meget få.
Trin 3. Tilføj proton- og neutrontalene
Dette er atomets atommasse. Du skal ikke bekymre dig om antallet af elektroner, der kredser om kernen - den samlede masse er så lille, at i de fleste praktiske tilfælde vil denne masse ikke rigtig påvirke dit svar.
- Vores carbonatom har 6 protoner + 6 neutroner = 12. Atommassen for dette særlige carbonatom er 12. Hvis atomet imidlertid er en isotop af carbon-13, ved vi, at atomet har 6 protoner + 7 neutroner = atomvægt af 13.
- Den faktiske atomvægt af carbon-13 er 13.003355, og denne vægt er mere præcis, fordi den blev bestemt eksperimentelt.
- Atommassen er næsten lig med antallet af isotoper af et element. Til grundlæggende beregningsformål er antallet af isotoper lig med atommassen. Når den bestemmes eksperimentelt, er atommassen lidt større end antallet af isotoper på grund af elektronernes meget lille massebidrag.
Metode 3 af 3: Beregning af den relative atommasse (atomvægt) for et element
Trin 1. Bestem de isotoper, der er til stede i prøven
Kemikere bestemmer ofte de relative isotopiske proportioner i en prøve ved hjælp af et specielt instrument kaldet et massespektrometer. Men i kemilektioner for studerende og universitetsstuderende gives disse oplysninger ofte til dig i skoletest osv. I form af karakterer, der er blevet bestemt i den videnskabelige litteratur.
For vores formål, lad os sige, at vi arbejder med isotoper carbon-12 og carbon-13
Trin 2. Bestem den relative mængde af hver isotop i prøven
I et givet element forekommer forskellige isotoper i forskellige proportioner. Denne andel er næsten altid angivet som en procentdel. Nogle isotoper har meget almindelige proportioner, mens andre er ekstremt sjældne - nogle gange så sjældne, at disse proportioner næppe kan påvises. Disse oplysninger kan bestemmes gennem massespektrometri eller fra opslagsbøger.
Antag, at mængden af kulstof-12 er 99%, og mængden af kulstof-13 er 1%. Andre carbonisotoper findes, men i så små mængder, at de kan negligeres i dette eksempelproblem
Trin 3. Gang atommassen for hver isotop med dens andel i prøven
Gang atommassen for hver isotop med dens procentvise overflod (skrevet i decimal). Hvis du vil konvertere en procentdel til en decimal, skal du blot dividere procentdelen med 100. Antallet af procenter, der er blevet konverteret til en decimal, vil altid være 1.
- Vores prøve indeholder carbon-12 og carbon-13. Hvis kulstof-12 udgør 99% af prøven, og kulstof-13 udgør 1% af prøven, multipliceres 12 (atommasse af kulstof-12) med 0,99 og 13 (atommasse af kulstof-13) med 0,01.
- Opslagsbøger giver dig procentvise proportioner baseret på alle kendte mængder af et element isotoper. De fleste kemibøger indeholder disse oplysninger i en tabel bagest i bogen. Massespektrometeret kan også bestemme andelen af prøven, der testes.
Trin 4. Tilføj resultaterne
Tilføj de multiplikationsresultater, du gjorde i det foregående trin. Resultatet af denne sum er den relative atommasse af dit element - gennemsnittet af atommasserne af isotoperne på dit element. Når man diskuterer elementer generelt og ikke specifikke isotoper af elementet, bruges denne værdi.
