Sådan beregnes atommassen

Atommasse er summen af ​​alle protoner, neutroner og elektroner i et enkelt atom eller molekyle. Massen af ​​en elektron er imidlertid så lille, den betragtes som ubetydelig og ikke inkluderet i beregningen. Selvom det er teknisk ukorrekt, bruges udtrykket også ofte til at henvise til Gennemsnitlig atommasse af alle isotoperne af et element. Denne anden definition er faktisk den relative atommasse, også kendt som atomvægt, af et element. Atomvægten tager højde for gennemsnittet af masserne af naturligt forekommende isotoper af det samme element. Kemister skal skelne mellem disse to typer atommasse for at styre deres arbejde - en forkert værdi for atommasse kan for eksempel føre til en forkert beregning af et eksperiments udbytte.

Trin

Metode 1 af 3:
Finde atommasseaflæsninger på det periodiske bord
  1. Billedet med titlen Beregn Atomic Mass Trin 1
1. Forstå, hvordan atommassen er repræsenteret. Atommasse, massen af ​​et givet atom eller molekyle, kan udtrykkes i standard Si masseenheder - gram, kg, osv. Men fordi atommasser, når det udtrykkes i disse termer, er utrolig små, udtrykkes atommasse ofte i ensartede atommasseenheder (sædvanligvis forkortet til "U" eller "amu") eller i Dalton`s (DA). Standarden for en atommasseenhed er lig med 1 / 12th af massen af ​​en standard carbon-12 isotop.
  • Atommasseenheder fortæller massen af en mol af et givet element eller molekyle i gram. Dette er en meget nyttig ejendom, når det kommer til praktiske beregninger, da det giver nem omdannelse mellem masse og mol af en given mængde atomer eller molekyler af samme type.
  • Billedet med titlen Beregn Atomic Mass Trin 2
    2. Find atommasse på det periodiske bord. De fleste standard periodiske tabeller liste de relative atommasser (atomvægte) af hvert element. Dette er næsten altid skrevet som et nummer i bunden af ​​elementets firkant på bordet, under dets et eller to bogstavkemisk symbol. Dette nummer udtrykkes normalt som en decimal snarere end som et helt tal.
  • Bemærk, at de relative atommasser, der er anført på det periodiske bord, er gennemsnit værdier for det tilhørende element. Kemiske elementer har forskellige isotopes - Kemiske former, der adskiller sig i masse på grund af tilsætningen eller subtraktionen af ​​en eller flere neutroner til atomens kerne. Den relative atommasse, der er anført på det periodiske bord, er således egnet som en gennemsnitsværdi for atomer af et bestemt element, men ikke som massen af ​​et enkelt atom af det pågældende element.
  • Relative atommasser, som angivet på det periodiske bord, anvendes til at beregne molære masser til atomer og molekyler. Atommasser, når det udtrykkes i AMU, som på det periodiske bord, er teknisk uniteless. Ved blot at multiplicere en atommasse med 1 g / mol opnås en brugbar mængde for et elements mol masse - massen (i gram) af en mol af et elementsatomer.
  • For eksempel er atommassen af ​​jern 55.847 AMU, hvilket betyder, at en mol jernatomer ville veje 55.847 gram.
  • Billedet med titlen Beregn Atomic Mass Trin 3
    3. Forstå, at periodiske bordværdier er en gennemsnitlig atomasse til et element. Som det er blevet noteret, er de relative atommasser, der er anført for hvert element på det periodiske bord, gennemsnitlige værdier af alle et atoms isotoper. Denne gennemsnitlige værdi er værdifuld for mange praktiske beregninger - ligesom, for eksempel beregning af Molar masse af et molekyle bestående af flere atomer. Men når man beskæftiger sig med individuelle atomer, er dette nummer nogle gange utilstrækkeligt.
  • Fordi det er et gennemsnit af flere forskellige typer isotoper, er værdien på det periodiske tabel ikke den eksakt værdi for ethvert enkelt atoms atommasse.
  • Atommasserne til individuelle atomer skal beregnes ved at tage højde for det nøjagtige antal protoner og neutroner i et enkelt atom.
    • Metode 2 af 3:
    Beregning af atommasse til et individuelt atom
    1. Billedet med titlen Beregn Atomic Mass Trin 4
    1. Find atomnummeret på elementet eller isotopen. Atomnummeret er antallet af protoner i et element, og det varierer aldrig. For eksempel alle hydrogenatomer og kun Hydrogenatomer, har 1 proton. Natrium har et atomnummer på 11, fordi dets kerne har 11 protoner, mens oxygen har et atomnummer på 8, fordi dets kerne har 8 protoner. Du kan finde det atomnummer af ethvert element på det periodiske bord - i næsten alle standard periodiske tabeller: det er nummeret over et elements 1 eller 2-letterkemiske symbol. Dette nummer vil altid være et positivt hele tal.
    • Lad os sige, at vi arbejder med carbonatomet. Carbon har altid 6 protoner, så vi ved, at dets atomnummer er 6. Vi kan også se på det periodiske bord, som pladsen for kulstof (C) har en "6" Øverst, hvilket betyder, at carbon`s atomnummer er 6.
    • Bemærk, at et elements atomnummer ikke har nogen direkte bærende på sin relative atommasse som angivet på det periodiske bord. Men især blandt elementer på toppen af ​​det periodiske bord, kan det forekomme, at en atomer `atommasse er omkring to gange dets atomnummer, atommasse er ikke nogensinde beregnet ved at fordoble et elements atomnummer.
  • Billedet med titlen Beregn Atomic Mass Trin 5
    2. Find antallet af neutroner i kernen. Antallet af neutroner kan variere mellem atomer af et bestemt element. Mens 2 atomer med samme antal protoner og forskellige antal neutroner er begge samme element, er de forskellige isotoper af det pågældende element. I modsætning til antallet af protoner i et element, som aldrig ændrer, kan antallet af neutroner i atomer af et bestemt element variere ofte nok, at den gennemsnitlige atommasse af elementet skal udtrykkes som en decimalværdi mellem to hele tal.
  • Antallet af neutroner kan bestemmes af isotopbetegnelsen af ​​elementet. For eksempel er Carbon-14 et naturligt forekommende radioaktivt isotop af carbon-12. Du vil ofte se en isotop udpeget med nummeret som en superscript før elementets symbol: c. Antallet af neutroner beregnes ved at subtrahere antallet af protoner fra isotopnummeret: 14 - 6 = 8 neutroner.
  • Lad os sige det carbonatom, vi arbejder med, har seks neutroner (c). Dette er langt den mest almindelige isotop af kulstof, der tegner sig for næsten 99% af alle carbonatomer. Imidlertid har ca. 1% af carbonatomer 7 neutroner (C). Andre typer af carbonatomer med mere eller mindre end 6 eller 7 neutroner findes i meget små mængder.
  • Billedet med titlen Beregn Atomic Mass Trin 6
    3. Tilføj proton- og neutrontællingen. Dette er atommassen af ​​det atom. Du skal ikke bekymre dig om antallet af elektroner, der kredser på kernen - deres kombinerede masse er meget, meget lille, så i de fleste praktiske tilfælde påvirker det ikke væsentligt dit svar.
  • Vores carbonatom har 6 protoner + 6 neutroner = 12. Atommassen af ​​dette specifikke carbonatom er 12. Hvis det var en Carbon-13 Isotop, på den anden side ville vi vide, at den har 6 protoner + 7 neutroner = en atomvægt på 13.
  • Den faktiske atomvægt af kulstof-13 er 13.003355, og er mere præcis, fordi det blev bestemt eksperimentelt.
  • Atomic masse er meget tæt på isotopnummeret af et element. Til grundlæggende beregningsformål er isotopnummer lig med atommasse. Når det er bestemt eksperimentelt, er atommassen lidt højere end isotopnummeret på grund af det meget lille massebidrag fra elektroner.
    • Metode 3 af 3:
    Beregning af relativ atommasse (atomvægt) for et element
    1. Billedet med titlen Beregn Atomic Mass Trin 7
    1. Bestemme hvilke isotoper der er i prøven. Kemikere bestemmer ofte de relative proportioner af isotoper i en given prøve ved anvendelse af et specielt værktøj kaldet et massespektrometer. Men på kemi på studentniveau er disse oplysninger ofte til rådighed for dig på skoletest osv., i form af etablerede værdier fra videnskabelig litteratur.
    • For vores formål, lad os sige, at vi arbejder med isotoperne Carbon-12 og Carbon-13.
  • Billedet med titlen Beregn Atomic Mass Trin 8
    2. Bestem den relative overflod af hver isotop i prøven. Inden for et givet element vises forskellige isotoper i forskellige proportioner. Disse proportioner er næsten altid udtrykt som procentdele. Nogle isotoper vil være meget almindelige, mens andre vil være meget sjældne - til tider, så sjældent, at de næppe kan opdages. Disse oplysninger kan bestemmes gennem massespektrometri eller fra en referencebog.
  • Lad os sige, at overfladen af ​​Carbon-12 er 99%, og overflod af Carbon-13 er 1%. Andre carbon isotopes DO eksisterer, men de eksisterer i mængder så små, at de for dette eksempel problem kan ignoreres.
  • Billedet med titlen Beregn Atomic Mass Trin 9
    3. Multiplicere atommassen af ​​hver isotop af dens andel i prøven. Multiplicere atommassen af ​​hver isotop med dens procentmængde (skrevet som en decimal). For at konvertere en procentdel til en decimal, skal du blot opdele den med 100. De konverterede procentdele skal altid tilføje op til 1.
  • Vores prøve indeholder carbon-12 og carbon-13. Hvis Carbon-12 udgør 99% af prøven og Carbon-13 udgør 1% af prøven, multipliceres 12 (den atommasse af carbon-12) med 0.99 og 13 (atommassen af ​​carbon-13) med 0.01.
  • En referencebog vil give procentdele baseret på alle de kendte mængder af et elements isotoper. De fleste kemiske lærebøger omfatter disse oplysninger i et bord i slutningen af ​​bogen. Et massespektrometer kan også give proportionerne for prøven, der testes.
  • Billedet med titlen Beregn Atomic Mass Trin 10
    4. Tilføj resultaterne. Summen af ​​de multiplikationer, du udførte i det foregående trin. Resultatet af denne tilsætning er den relative atommasse af dit element - gennemsnitsværdien af ​​atommasserne i dit elements isotoper. Når du diskuterer et element generelt, og ikke specifikke isotoper af det pågældende element, anvendes denne værdi.
  • I vores eksempel, 12 x 0.99 = 11.88 for kulstof-12, mens 13 x 0.01 = 0.13 for kulstof-13. Den relative atommasse af vores eksempel er 11.88 + 0.13 = 12.01.

    • Ting du skal bruge

    • Kemi Reference Book
    • Lommeregner
    Del på sociale netværk :
    Lignende