Den gennemsnitlige atommasse er ikke et direkte mål for et enkelt atom. Denne masse er den gennemsnitlige masse pr. Atom af en generel prøve af et bestemt element. Hvis du kunne beregne massen af en enkelt milliardtedel af et atom, kunne du beregne denne værdi på samme måde som med ethvert andet gennemsnit. Heldigvis er der en lettere måde at beregne atommasse på, som er baseret på kendte data fra forskellige isotopers sjældenheder.
Trin
Del 1 af 2: Beregning af den gennemsnitlige atommasse
Trin 1. Forstå isotoper og atommasser
De fleste elementer forekommer naturligt i en række forskellige former, kaldet isotoper. Massenummeret for hver isotop er antallet af protoner og neutroner i dets kerne. Hver proton og neutron vejer 1 atommassenhed (amu). Den eneste forskel mellem to isotoper af et element er antallet af neutroner pr. Atom, som påvirker atommassen. Elementerne har dog altid det samme antal protoner.
- Den gennemsnitlige atommasse for et element påvirkes af variationer i antallet af dets neutroner og repræsenterer den gennemsnitlige masse pr. Atom i en generel prøve af et element.
- For eksempel har elementært sølv (Ag) 2 naturligt forekommende isotoper, nemlig Ag-107 og Ag-109 (eller). 107Ag og 109Ag). Isotoper navngives baseret på deres "massetal" eller antallet af protoner og neutroner i et atom. Det betyder, at Ag-109 har 2 flere neutroner end Ag-107, så dens masse er lidt større.
Trin 2. Bemærk massen af hver isotop
Du har brug for 2 typer data for hver isotop. Du kan finde disse data i lærebøger eller internetkilder såsom webelements.com. De første data er atommassen eller massen af et atom af hver isotop. Isotoper, der har flere neutroner, har en større masse.
- For eksempel har sølvisotopen Ag-107 en atommasse på 106, 90509 gymnasium (atommassenhed). I mellemtiden har isotopen Ag-109 en lidt større masse, nemlig 108, 90470.
- De sidste to decimaler kan variere lidt mellem kilderne. Medtag ikke tal i parentes efter atommassen.
Trin 3. Skriv ned mængden af hver isotop
Denne overflod angiver, hvor almindelig en isotop er med hensyn til en procentdel af alle atomer, der udgør et element. Hver isotop er proportional med elementets overflod (jo større en isotops overflod er, jo større er effekten på den gennemsnitlige atommasse). Du kan finde disse data i de samme kilder som atommasse. Overfladen af alle isotoper bør være 100% (selvom der kan være en lille fejl på grund af afrundingsfejl).
- Isotopen Ag-107 har en overflod på 51,86%, mens Ag-109 er lidt mindre almindelig med en overflod på 48,14%. Det betyder, at den generelle prøve af sølv består af 51,86% Ag-107 og 48,14% Ag-109.
- Ignorer alle isotoper, hvis overflod ikke er angivet. Isotoper som disse forekommer ikke naturligt på Jorden.
Trin 4. Konverter overflodprocenten til et decimaltal
Divider overflodprocenten med 100 for at få den samme værdi i decimaltal.
I det samme problem er overflodstallet 51,86/100 = 0, 5186 og 48, 14/100 = 0, 4814.
Trin 5. Find den vægtede gennemsnitlige atommasse for den stabile isotop
Den gennemsnitlige atommasse for et element med et antal isotoper n er lig med (masseisotop 1 * overflodisotop 1) + (masseisotop 2 * overflodisotop 2) +… + (Massen isotop * overflodn isotop . Dette er et eksempel på et "vægtet gennemsnit", hvilket betyder, at jo mere masse der findes (jo større overflod) desto større effekt på resultatet. Sådan bruges ovenstående formel på sølv:
-
Gennemsnitlig atommasseAg = (masseAug-107 * overflodAug-107) + (masseAg-109 * overflodAg-109)
=(106, 90509 * 0, 5186) + (108, 90470 * 0, 4814)
= 55, 4410 + 52, 4267
= 107, 8677 gymnasium.
- Se på elementerne i det periodiske system for at kontrollere dit svar. Den gennemsnitlige atommasse er normalt angivet under elementets symbol.
Del 2 af 2: Brug af beregningsresultater
Trin 1. Konverter masse til atomnummer
Den gennemsnitlige atommasse viser forholdet mellem masse og atomnummer i en generel prøve af et element. Dette er nyttigt i kemilaboratorier, fordi det næsten er umuligt at beregne atomnummeret direkte, men det er ret let at beregne dets masse. For eksempel kan du veje en prøve af sølv og anslå, at hver 107.8677 amu af dens masse indeholder 1 atom sølv.
Trin 2. Konverter til molær masse
Atommassenheden er meget lille. Således vejer kemikere generelt prøver i gram. Heldigvis blev dette koncept defineret for at gøre konvertering lettere. Du skal blot gange den gennemsnitlige atommasse med 1 g/mol (molmassekonstant) for at få svaret i g/mol. For eksempel indeholder 107.8677 gram sølv i gennemsnit 1 mol sølvatomer.
Trin 3. Find den gennemsnitlige molekylmasse
Da et molekyle er en samling af atomer, kan du samle atomernes masser for at beregne molekylmassen. Hvis du bruger den gennemsnitlige atommasse (ikke massen af en bestemt isotop), er resultatet den gennemsnitlige masse af molekyler, der findes naturligt i prøven. Eksempel:
- Vandmolekylet har den kemiske formel H2O. Så den består af 2 hydrogenatomer (H) og 1 oxygenatom (O).
- Brint har en gennemsnitlig atommasse på 1,00794 amu. I mellemtiden har iltatomer en gennemsnitlig masse på 15.9994 amu.
- Molekylær masse H2Middelværdien O er lig med (1,00794) (2) + 15,99994 = 18,01528 amu, svarende til 18,01528 g/mol.
Tips
- Udtrykket relativ atommasse bruges undertiden som et synonym for gennemsnitlig atommasse. Der er imidlertid en lille forskel mellem de to, fordi relativ atommasse ikke har nogen enheder, men repræsenterer masse i forhold til et C-12-carbonatom. Forudsat at du bruger atommassenheder i din gennemsnitlige masseberegning, er disse to værdier i det væsentlige identiske.
- Med nogle få særlige undtagelser har elementerne til højre for det periodiske system en større gennemsnitlig masse end elementerne til venstre. Dette kan være en let måde at kontrollere, om dit svar giver mening.
- 1 atommassenhed er defineret som 1/12 massen af et C-12 carbonatom.
- Isotopernes overflod beregnes ud fra prøver, der forekommer naturligt på Jorden. Usædvanlige forbindelser såsom meteoritter eller laboratorieprøver kan have forskellige isotopforhold og som følge heraf forskellige gennemsnitlige atommasser.
- Tallet i parentes efter atommassen repræsenterer usikkerheden i det sidste ciffer. For eksempel betyder en atommasse på 1,0173 (4), at en generel prøve af atomer har en masse i området 1,0173 ± 0,0004. Du behøver ikke at bruge dette tal, medmindre du bliver bedt om det i problemet.
- Brug den gennemsnitlige atommasse ved beregning af masser, der involverer grundstoffer og forbindelser.
