Indhold

• Trin
• Metode 1 af 3: Find atommasse ved hjælp af elementernes periodiske system
• Metode 2 af 3: Beregning af atommassen for et enkelt atom
• Metode 3 af 3: Beregning af den relative atommasse (atomvægt) af et element
• Tips
• Hvad har du brug for

Atommasse er summen af ​​masserne af alle protoner, neutroner og elektroner, der udgør dette eller det atom eller molekyle. Sammenlignet med protoner og neutroner er elektronmassen meget lille, så der tages ikke hensyn til det i beregningerne. Selvom dette formelt er forkert, bruges dette udtryk ofte til at referere til den gennemsnitlige atommasse for alle isotoper af et element. Faktisk er dette den relative atommasse, også kaldet atomvægt element. Atomvægt er gennemsnittet af atommasserne for alle naturligt forekommende isotoper af et element. Kemikere skal skelne mellem disse to typer atommasse, når de udfører deres arbejde - en forkert atommasseværdi kan for eksempel føre til et forkert resultat for udbyttet af et reaktionsprodukt.

Trin

Metode 1 af 3: Find atommasse ved hjælp af elementernes periodiske system

1. 1 Lær hvordan atommasse er skrevet. Atommasse, det vil sige massen af ​​et givet atom eller molekyle, kan udtrykkes i standard SI -enheder - gram, kilogram og så videre. Men på grund af det faktum, at atommasserne udtrykt i disse enheder er ekstremt små, registreres de ofte i forenede atommassenheder eller forkortet amu. - atommassenheder. En atommassenhed er lig med 1/12 af massen af ​​standardisotopen carbon-12.
   • Atommassenheden kendetegner massen en mol af et givet element i gram... Denne værdi er meget nyttig i praktiske beregninger, da den let kan omdannes massen af ​​et givet antal atomer eller molekyler af et givet stof til mol og omvendt.
2. 2 Find atommassen i det periodiske system. De fleste standard periodiske tabeller indeholder atommasser (atomvægte) for hvert element. Som regel vises de som et tal i bunden af ​​cellen med elementet under bogstaverne, der angiver det kemiske element. Dette er normalt ikke et helt tal, men en decimal brøk.
   • Bemærk, at alle de relative atommasser angivet i det periodiske system for hvert element er gennemsnit værdier. De kemiske elementer har forskellige isotoper - kemiske arter, der har forskellige masser på grund af yderligere eller manglende neutroner i atomkernen. Derfor kan de relative atommasser, der er anført i det periodiske system, bruges som et gennemsnit for atomerne i et bestemt element, men ikke som massen af ​​et atom af et givet element.
   • De relative atommasser givet i det periodiske system bruges til at beregne molmasser af atomer og molekyler. Atommasser udtrykt i amu (som i det periodiske system) er i det væsentlige dimensionsløse. Men blot ved at gange atommassen med 1 g / mol får vi en nyttig egenskab ved et element - massen (i gram) af en mol atomer af dette grundstof.
3. 3 Husk, at det periodiske system viser elementernes gennemsnitlige atommasser. Som tidligere bemærket er de relative atommasser angivet for hvert element i det periodiske system gennemsnittet af masserne af alle isotoper i et atom. Dette gennemsnit er værdifuldt til mange praktiske formål: det bruges f.eks. Til at beregne molmassen af ​​molekyler, der består af flere atomer. Men når du har at gøre med individuelle atomer, er denne værdi normalt ikke nok.
   • Da den gennemsnitlige atommasse er gennemsnitsværdien for flere isotoper, er værdien angivet i det periodiske system ikke nøjagtig værdien af ​​atommassen for ethvert enkelt atom.
   • Atommasserne af individuelle atomer skal beregnes under hensyntagen til det nøjagtige antal protoner og neutroner i et enkelt atom.

Metode 2 af 3: Beregning af atommassen for et enkelt atom

1. 1 Find atomnummeret for et givet element eller dets isotop. Atomnummeret er antallet af protoner i atomets atomer, det ændrer sig aldrig. For eksempel alle hydrogenatomer og kun de har en proton. Atomnummeret af natrium er 11, fordi dets kerne har elleve protoner, mens atomnummeret for ilt er otte, da dets kerne har otte protoner. Du kan finde atomnummeret for ethvert element i Mendeleevs periodiske system - i næsten alle dets standardversioner er dette tal angivet over bogstavbetegnelsen for det kemiske element. Atomnummeret er altid et positivt heltal.
   • Antag, at vi er interesserede i et carbonatom. Der er altid seks protoner i kulstofatomer, så vi ved, at atomnummeret er 6. Desuden ser vi, at i det periodiske system i den øverste del af cellen med kulstof (C) er tallet "6", hvilket angiver at atomkulstallet er seks.
   • Bemærk, at atomnummeret for et element ikke er entydigt relateret til dets relative atommasse i det periodiske system. Selvom det især for elementerne øverst i tabellen kan se ud til, at atomets masse er to gange dets atomnummer, beregnes det aldrig ved at gange atomnummeret med to.
2. 2 Find antallet af neutroner i kernen. Antallet af neutroner kan være forskelligt for forskellige atomer af det samme element. Når to atomer af det samme element med samme antal protoner har et andet antal neutroner, er de forskellige isotoper af det element.I modsætning til antallet af protoner, som aldrig ændres, kan antallet af neutroner i atomerne i et bestemt element ofte ændre sig, så den gennemsnitlige atommasse for et element skrives som en decimalfraktion med en værdi mellem to tilstødende heltal.
   • Antallet af neutroner kan bestemmes ved betegnelsen af ​​elementets isotop. For eksempel er carbon-14 en naturligt forekommende radioaktiv isotop af carbon-12. Ofte er isotopnummeret angivet som et hævet nummer foran elementets symbol: C. Antallet af neutroner findes ved at trække antallet af protoner fra isotopnummeret: 14 - 6 = 8 neutroner.
   • Lad os sige, at kulstofatomet af interesse har seks neutroner (C). Det er den mest udbredte isotop af kulstof, der tegner sig for omkring 99% af alle atomer af dette element. Omkring 1% af kulstofatomer har imidlertid 7 neutroner (C). Andre typer carbonatomer har mere end 7 eller mindre end 6 neutroner og findes i meget små mængder.
3. 3 Tilføj antallet af protoner og neutroner. Dette vil være atommassen for det givne atom. Ignorer antallet af elektroner, der omgiver kernen - deres samlede masse er ekstremt lille, så de påvirker praktisk talt ikke dine beregninger.
   • Vores carbonatom har 6 protoner + 6 neutroner = 12. Atommassen af ​​dette carbonatom er således 12. Hvis dette var isotopen "carbon-13", så ville vi vide, at den har 6 protoner + 7 neutroner = atomvægt 13.
   • Faktisk er atommassen af ​​carbon-13 13.003355, og denne værdi er mere præcis, da den blev bestemt eksperimentelt.
   • Atommassen er meget tæt på isotopnummeret. For at lette beregningerne antages isotopnummeret ofte at være lig med atommassen. De eksperimentelt bestemte værdier af atommassen overstiger lidt isotopnummeret på grund af det meget lille bidrag fra elektronerne.

Metode 3 af 3: Beregning af den relative atommasse (atomvægt) af et element

1. 1 Bestem hvilke isotoper der er i prøven. Kemikere bestemmer ofte forholdet mellem isotoper i en bestemt prøve ved hjælp af et specielt instrument kaldet et massespektrometer. Under uddannelse vil disse data imidlertid blive givet dig under betingelserne for opgaver, kontrol osv. I form af værdier hentet fra videnskabelig litteratur.
   • I vores tilfælde, lad os sige, at vi har at gøre med to isotoper: carbon-12 og carbon-13.
2. 2 Bestem det relative indhold af hver isotop i prøven. For hvert element forekommer forskellige isotoper i forskellige proportioner. Disse nøgletal udtrykkes næsten altid som procentdele. Nogle isotoper er meget almindelige, mens andre er meget sjældne - til tider så svære at opdage. Disse mængder kan bestemmes ved hjælp af massespektrometri eller findes i en håndbog.
   • Lad os sige, at koncentrationen af ​​carbon-12 er 99%, og carbon-13 er 1%. Andre isotoper af kulstof virkelig findes, men i mængder så små, at de i dette tilfælde kan negligeres.
3. 3 Gang atommassen for hver isotop med dens koncentration i prøven. Gang atommassen for hver isotop med dens procentdel (udtrykt som en decimalfraktion). For at konvertere procenter til decimaler skal du blot dividere med 100. De resulterende koncentrationer skal altid være op til 1.
   • Vores prøve indeholder carbon-12 og carbon-13. Hvis carbon-12 er 99% af prøven, og carbon-13 er 1%, er det nødvendigt at gange 12 (atommasse af carbon-12) med 0,99 og 13 (atommasse af carbon-13) med 0,01.
   • Opslagsbøgerne angiver procenter baseret på de kendte mængder af alle isotoper af et element. De fleste kemibøger indeholder disse oplysninger i tabelform i slutningen af ​​bogen. For den undersøgte prøve kan de relative koncentrationer af isotoper også bestemmes ved hjælp af et massespektrometer.
4. 4 Tilføj resultaterne. Opsummer de multiplikationsresultater, du fik i det foregående trin.Som et resultat af denne operation finder du den relative atommasse af dit element - gennemsnitsværdien af ​​atommasser af isotoper af det pågældende element. Når man betragter et element som helhed, frem for en bestemt isotop for et givet element, er det denne værdi, der bruges.
   • I vores eksempel er 12 x 0,99 = 11,88 for carbon-12 og 13 x 0,01 = 0,13 for carbon-13. Den relative atommasse i vores tilfælde er 11,88 + 0,13 = 12,01.

Tips

• Nogle isotoper er mindre stabile end andre: de henfalder til atomer af grundstoffer med færre protoner og neutroner i kernen og frigiver partikler, der udgør atomkernen. Sådanne isotoper kaldes radioaktive.

Hvad har du brug for

• Kemihåndbog
• Lommeregner