De gemiddelde atoommassa is geen directe maat voor een enkel atoom. Deze massa is de gemiddelde massa per atoom van een algemeen monster van een bepaald element. Als je de massa van een enkel miljardste van een atoom zou kunnen berekenen, zou je deze waarde op dezelfde manier kunnen berekenen als elk ander gemiddelde. Gelukkig is er een eenvoudigere manier om de atomaire massa te berekenen, die is gebaseerd op bekende gegevens van de zeldzaamheden van verschillende isotopen.
Stap
Deel 1 van 2: Berekening van de gemiddelde atoommassa
Stap 1. Begrijp isotopen en atoommassa's
De meeste elementen komen van nature voor in verschillende vormen, isotopen genaamd. Het massagetal van elke isotoop is het aantal protonen en neutronen in zijn kern. Elk proton en neutron weegt 1 atomaire massa-eenheid (amu). Het enige verschil tussen twee isotopen van een element is het aantal neutronen per atoom, dat de atoommassa beïnvloedt. De elementen hebben echter altijd hetzelfde aantal protonen.
- De gemiddelde atoommassa van een element wordt beïnvloed door variaties in het aantal neutronen en vertegenwoordigt de gemiddelde massa per atoom in een algemeen monster van een element.
- Elementair zilver (Ag) heeft bijvoorbeeld 2 natuurlijk voorkomende isotopen, namelijk Ag-107 en Ag-109 (of). 107Ag en 109ag). Isotopen worden genoemd op basis van hun "massanummer" of het aantal protonen en neutronen in een atoom. Dit betekent dat Ag-109 2 neutronen meer heeft dan Ag-107, dus de massa is iets groter.
Stap 2. Let op de massa van elke isotoop
Voor elke isotoop heb je 2 soorten gegevens nodig. U kunt deze gegevens vinden in studieboeken of internetbronnen zoals webelements.com. De eerste gegevens zijn de atomaire massa, of de massa van één atoom van elke isotoop. Isotopen met meer neutronen hebben een grotere massa.
- De zilveren isotoop Ag-107 heeft bijvoorbeeld een atomaire massa van 106, 90509 middelbare school (atomaire massa-eenheid). Ondertussen heeft de isotoop Ag-109 een iets grotere massa, namelijk: 108, 90470.
- De laatste twee decimalen kunnen enigszins verschillen tussen bronnen. Zet geen getallen tussen haakjes achter de atomaire massa.
Stap 3. Noteer de overvloed van elke isotoop
Deze overvloed geeft aan hoe algemeen een isotoop is in termen van een percentage van alle atomen waaruit een element bestaat. Elke isotoop is evenredig met de abundantie van het element (hoe groter de abundantie van een isotoop, hoe groter het effect op de gemiddelde atomaire massa). Je kunt deze gegevens in dezelfde bronnen vinden als atomaire massa. De abundantie van alle isotopen moet 100% zijn (hoewel er een kleine fout kan zijn als gevolg van afrondingsfouten).
- De isotoop Ag-107 heeft een overvloed van 51,86%, terwijl Ag-109 iets minder vaak voorkomt met een overvloed van 48,14%. Dit betekent dat het algemene zilvermonster is samengesteld uit 51,86% Ag-107 en 48,14% Ag-109.
- Negeer isotopen waarvan de overvloed niet wordt vermeld. Isotopen zoals deze komen van nature niet op aarde voor.
Stap 4. Converteer het overvloedspercentage naar een decimaal getal
Deel het overvloedspercentage door 100 om dezelfde waarde in decimale getallen te krijgen.
In hetzelfde probleem is het overvloedsgetal 51,86/100 = 0, 5186 en 48, 14/100 = 0, 4814.
Stap 5. Zoek de gewogen gemiddelde atomaire massa van de stabiele isotoop
De gemiddelde atoommassa van een element met een aantal isotopen n is gelijk aan (massaisotoop 1 * overvloedisotoop 1) + (massaisotoop 2 * overvloedisotoop 2) + … + (massan isotoop * overvloedn isotoop . Dit is een voorbeeld van een "gewogen gemiddelde", wat betekent dat hoe meer massa er wordt gevonden (hoe groter de abundantie), hoe groter het effect op het resultaat. Zo gebruikt u de bovenstaande formule op zilver:
-
Gemiddelde atoommassaAg = (massaaug-107 * overvloedaug-107) + (massaAg-109 * overvloedAg-109)
=(106, 90509 * 0, 5186) + (108, 90470 * 0, 4814)
= 55, 4410 + 52, 4267
= 107, 8677 middelbare school.
- Kijk naar de elementen in het periodiek systeem om je antwoord te controleren. De gemiddelde atoommassa wordt meestal vermeld onder het elementsymbool.
Deel 2 van 2: Berekeningsresultaten gebruiken
Stap 1. Converteer massa naar atoomnummer
De gemiddelde atoommassa toont de relatie tussen massa en atoomnummer in een algemeen monster van een element. Dit is handig in chemische laboratoria omdat het bijna onmogelijk is om het atoomnummer rechtstreeks te berekenen, maar het berekenen van de massa ervan is vrij eenvoudig. U kunt bijvoorbeeld een zilvermonster wegen en schatten dat elke 107,8677 amu van zijn massa 1 atoom zilver bevat.
Stap 2. Converteren naar molaire massa
De atomaire massa-eenheid is erg klein. Zo wegen chemici over het algemeen monsters in grammen. Gelukkig is dit concept gedefinieerd om conversie gemakkelijker te maken. Vermenigvuldig eenvoudig de gemiddelde atoommassa met 1 g/mol (constante van de molecuulmassa) om het antwoord in g/mol te krijgen. Zo bevat 107,8677 gram zilver gemiddeld 1 mol zilveratomen.
Stap 3. Zoek de gemiddelde molecuulmassa
Omdat een molecuul een verzameling atomen is, kun je de massa's van de atomen optellen om de molecuulmassa te berekenen. Als u de gemiddelde atomaire massa gebruikt (niet de massa van een specifieke isotoop), is het resultaat de gemiddelde massa van moleculen die van nature in het monster worden aangetroffen. Voorbeeld:
- Het watermolecuul heeft de chemische formule H2O. Het is dus samengesteld uit 2 waterstofatomen (H) en 1 zuurstofatoom (O).
- Waterstof heeft een gemiddelde atoommassa van 1.00794 amu. Ondertussen hebben zuurstofatomen een gemiddelde massa van 15.9994 amu.
- Molecuulmassa H2De gemiddelde O is gelijk aan (1.00794) (2) + 15.9994 = 18,01528 amu, wat overeenkomt met 18,01528 g/mol.
Tips
- De term relatieve atomaire massa wordt soms gebruikt als synoniem voor gemiddelde atomaire massa. Er is echter een klein verschil tussen de twee omdat de relatieve atomaire massa geen eenheden heeft, maar de massa vertegenwoordigt ten opzichte van een C-12 koolstofatoom. Op voorwaarde dat u atomaire massa-eenheden gebruikt in uw berekening van de gemiddelde massa, zijn deze twee waarden in wezen identiek.
- Op enkele speciale uitzonderingen na hebben de elementen rechts van het periodiek systeem een grotere gemiddelde massa dan de elementen links. Dit kan een gemakkelijke manier zijn om te controleren of uw antwoord klopt.
- 1 atomaire massa-eenheid wordt gedefinieerd als 1/12e van de massa van één C-12 koolstofatoom.
- De abundantie van de isotopen wordt berekend op basis van monsters die van nature op aarde voorkomen. Ongebruikelijke verbindingen zoals meteorieten of laboratoriummonsters kunnen verschillende isotopenverhoudingen hebben en als gevolg daarvan verschillende gemiddelde atoommassa's.
- Het getal tussen haakjes na de atomaire massa vertegenwoordigt de onzekerheid van het laatste cijfer. Een atoommassa van 1,0173 (4) betekent bijvoorbeeld dat een algemeen monster van atomen een massa heeft in het bereik van 1,0173 ± 0,0004. U hoeft dit getal niet te gebruiken, tenzij u daarom wordt gevraagd in de opgave.
- Gebruik de gemiddelde atomaire massa bij het berekenen van massa's met elementen en verbindingen.
