Atoom massa is de som van alle protonen, neutronen en elektronen in een enkel atoom of molecuul. De massa van een elektron is zo klein dat het kan worden genegeerd en er geen rekening mee kan worden gehouden. Hoewel technisch onjuist, wordt de term atomaire massa ook vaak gebruikt om te verwijzen naar de gemiddelde atomaire massa van alle isotopen van een element. Deze tweede definitie is eigenlijk relatieve atomaire massa, die ook bekend staat als atoomgewicht een element. Atoomgewicht houdt rekening met de gemiddelde massa van natuurlijk voorkomende isotopen van hetzelfde element. Chemici moeten onderscheid maken tussen deze twee soorten atomaire massa om hun werk te sturen - een onjuiste atomaire massawaarde kan bijvoorbeeld leiden tot onjuiste berekening van experimentele resultaten.
Stap
Methode 1 van 3: De atoommassa in het periodiek systeem lezen
Stap 1. Begrijp hoe je atomaire massa weergeeft
Atoommassa is de massa van een atoom of molecuul. Atoommassa kan worden uitgedrukt in standaard SI-massa-eenheden - gram, kilogram, enz. Omdat atomaire massa echter erg klein is wanneer deze in deze eenheden wordt uitgedrukt, wordt atomaire massa vaak uitgedrukt in samengestelde atomaire massa-eenheden (meestal afgekort u of amu). De standaard voor één atomaire massa-eenheid is 1/12 van de massa van de standaard koolstof-12 isotoop.
De atomaire massa-eenheid drukt de massa van één mol van een element of molecuul uit in grammen. Dit is een zeer nuttige eigenschap bij praktische berekeningen, omdat deze eenheid het gemakkelijk maakt om hoeveelheden van atomen of moleculen van dezelfde soort om te rekenen tussen massa's en mollen
Stap 2. Zoek de atomaire massa in het periodiek systeem
De meeste periodieke tabellen geven de relatieve atoommassa (atoomgewicht) van elk element weer. Deze massa wordt bijna altijd vermeld als een getal onderaan het elementraster in de tabel, onder een chemisch symbool dat een letter of twee leest. Dit getal wordt meestal weergegeven als een decimaal in plaats van een geheel getal.
- Merk op dat de relatieve atoommassa's die in het periodiek systeem worden vermeld, de gemiddelde waarden zijn van de gerelateerde elementen. Chemische elementen hebben verschillende isotopen - chemische vormen die verschillende massa's hebben door het optellen of aftrekken van een of meer neutronen van de atoomkern. De relatieve atoommassa die in het periodiek systeem wordt vermeld, kan dus worden gebruikt als een gemiddelde waarde voor de atomen van een bepaald element, maar Nee als de massa van een enkel atoom van het element.
- Relatieve atoommassa's, zoals die in het periodiek systeem worden gevonden, worden gebruikt om de molecuulmassa's van atomen en moleculen te berekenen. Atoommassa, wanneer weergegeven in amu zoals in het periodiek systeem, heeft technisch gezien geen eenheden. Het vermenigvuldigen van de atomaire massa met 1 g/mol geeft ons echter een hoeveelheid die kan worden gebruikt voor de molaire massa van het element - de massa (in grammen) van één mol van een atoom van het element.
Stap 3. Begrijp dat de waarden in het periodiek systeem de gemiddelde atoommassa's voor een element zijn
Zoals reeds uitgelegd, is de relatieve atomaire massa die voor elk element in het periodiek systeem wordt vermeld, de gemiddelde waarde van alle isotopen van het atoom. Dit gemiddelde is belangrijk voor veel praktische berekeningen, bijvoorbeeld het berekenen van de molmassa van een molecuul dat uit meerdere atomen bestaat. Bij het werken met individuele atomen is dit aantal echter soms niet voldoende.
- De waarde in het periodiek systeem is geen exacte waarde voor een enkele atomaire massa, omdat het een gemiddelde is van verschillende soorten isotopen.
- De atoommassa's voor individuele atomen moeten worden berekend rekening houdend met het exacte aantal protonen en neutronen in een enkel atoom.
Methode 2 van 3: Atoommassa berekenen voor individuele atomen
Stap 1. Zoek het atoomnummer van het element of de isotoop
Het atoomnummer is het aantal protonen in een element en heeft geen variërend aantal. Alle waterstofatomen, en alleen waterstofatomen, hebben bijvoorbeeld één proton. Natrium heeft atoomnummer 11 omdat de kern elf protonen heeft, terwijl zuurstof atoomnummer 8 heeft omdat de kern acht protonen heeft. Je kunt het atoomnummer van elk element in het periodiek systeem vinden - in bijna elk standaard periodiek systeem. Het atoomnummer is het nummer boven het chemische symbool dat een of twee letters leest. Dit getal is altijd een positief geheel getal.
- Stel we werken met koolstofatomen. Koolstof heeft altijd zes protonen. We weten dus dat het atoomnummer 6 is. We zien ook in het periodiek systeem dat het vak voor koolstof (C) bovenaan het getal "6" heeft, wat aangeeft dat het atoomnummer van koolstof zes is.
- Merk op dat het atoomnummer van een element geen direct effect heeft op de relatieve atoommassa zoals het in het periodiek systeem staat. Hoewel het waarschijnlijk lijkt dat de atoommassa van een atoom tweemaal het atoomnummer is (vooral bij de elementen bovenaan het periodiek systeem), wordt de atoommassa nooit berekend door het atoomnummer van een element met twee te vermenigvuldigen.
Stap 2. Zoek het aantal neutronen in de kern
Het aantal neutronen kan variëren voor atomen van een bepaald element. Hoewel twee atomen met hetzelfde aantal protonen en verschillende aantallen neutronen hetzelfde element zijn, zijn het verschillende isotopen van het element. In tegenstelling tot het aantal protonen in een element dat nooit verandert, kan het aantal neutronen in de atomen van een bepaald element variëren, dus de gemiddelde atoommassa van het element moet worden weergegeven als een decimale waarde tussen twee gehele getallen.
- Het aantal neutronen kan worden bepaald door de isotoop van een element te bepalen. Koolstof-14 is bijvoorbeeld een natuurlijk voorkomende radioactieve isotoop van koolstof-12. Vaak zie je isotopen met een klein nummer bovenaan (superscript) vóór het elementsymbool: 14C. Het aantal neutronen wordt berekend door het aantal protonen af te trekken van het aantal isotopen: 14 – 6 = 8 neutronen.
- Stel dat het koolstofatoom waarmee we werken zes neutronen heeft (12C). Het is de meest voorkomende isotoop van koolstof en vormt bijna 99% van alle koolstofatomen. Ongeveer 1% van de koolstofatomen heeft echter 7 neutronen (13C). De andere soorten koolstofatomen, die meer of minder dan 6 of 7 neutronen hebben, zijn zeer klein in aantal.
Stap 3. Tel het aantal protonen en neutronen bij elkaar op
Dit is de atoommassa van het atoom. Maak je geen zorgen over het aantal elektronen dat om de kern draait - de gecombineerde massa is zo klein dat deze massa in de meeste praktische gevallen je antwoord niet echt zal beïnvloeden.
- Ons koolstofatoom heeft 6 protonen + 6 neutronen = 12. De atoommassa van dit specifieke koolstofatoom is 12. Als het atoom echter een isotoop van koolstof-13 is, weten we dat het atoom 6 protonen + 7 neutronen heeft = atoomgewicht van 13.
- Het werkelijke atoomgewicht van koolstof-13 is 13.003355, en dit gewicht is nauwkeuriger omdat het experimenteel is bepaald.
- De atomaire massa is bijna gelijk aan het aantal isotopen van een element. Voor basisberekeningsdoeleinden is het aantal isotopen gelijk aan de atomaire massa. Wanneer experimenteel bepaald, is de atomaire massa iets groter dan het aantal isotopen vanwege de zeer kleine massabijdrage van de elektronen.
Methode 3 van 3: De relatieve atoommassa (atoomgewicht) van een element berekenen
Stap 1. Bepaal de isotopen die in het monster aanwezig zijn
Chemici bepalen vaak de relatieve isotopenverhoudingen in een monster met behulp van een speciaal instrument dat een massaspectrometer wordt genoemd. Bij scheikundelessen voor studenten en universiteitsstudenten wordt deze informatie echter vaak aan u gegeven in schooltests, enz., In de vorm van cijfers die zijn vastgesteld in de wetenschappelijke literatuur.
Laten we voor onze doeleinden zeggen dat we werken met de isotopen koolstof-12 en koolstof-13
Stap 2. Bepaal de relatieve abundantie van elke isotoop in het monster
In een bepaald element komen verschillende isotopen in verschillende verhoudingen voor. Dit aandeel wordt bijna altijd als percentage aangegeven. Sommige isotopen hebben zeer gemeenschappelijke proporties, terwijl andere uiterst zeldzaam zijn - soms zo zeldzaam dat deze proporties nauwelijks waarneembaar zijn. Deze informatie kan worden bepaald door middel van massaspectrometrie of uit naslagwerken.
Stel dat de overvloed aan koolstof-12 99% is en de overvloed aan koolstof-13 1%. Er bestaan wel andere koolstofisotopen, maar in zulke kleine hoeveelheden dat ze in dit voorbeeldprobleem kunnen worden verwaarloosd
Stap 3. Vermenigvuldig de atomaire massa van elke isotoop met zijn aandeel in het monster
Vermenigvuldig de atomaire massa van elke isotoop met het percentage overvloed (geschreven in decimalen). Om een percentage naar een decimaal te converteren, deelt u het percentage eenvoudig door 100. Het aantal percentages dat is omgezet naar een decimaal is altijd 1.
- Ons monster bevat koolstof-12 en koolstof-13. Als koolstof-12 99% van het monster uitmaakt en koolstof-13 1% van het monster, vermenigvuldig dan 12 (atomaire massa van koolstof-12) met 0,99 en 13 (atomaire massa van koolstof-13) met 0,01.
- Naslagwerken geven u procentuele verhoudingen op basis van alle bekende hoeveelheden van de isotopen van een element. De meeste scheikundeboeken bevatten deze informatie in een tabel achter in het boek. De massaspectrometer kan ook het aandeel van het te testen monster bepalen.
Stap 4. Tel de resultaten bij elkaar op
Tel de vermenigvuldigingsresultaten op die u in de vorige stap hebt gedaan. Het resultaat van deze som is de relatieve atomaire massa van je element - het gemiddelde van de atomaire massa's van de isotopen van je element. Bij het bespreken van elementen in het algemeen, en niet specifieke isotopen van het element, wordt deze waarde gebruikt.
