Inhoud

• Stappen
• Methode 1 van 3: Atoommassa vinden met behulp van het periodiek systeem der elementen
• Methode 2 van 3: De atoommassa van een enkel atoom berekenen
• Methode 3 van 3: Berekening van de relatieve atoommassa (atoomgewicht) van een element
• Tips
• Wat heb je nodig

Atoom massa is de som van de massa's van alle protonen, neutronen en elektronen waaruit dit of dat atoom of molecuul bestaat. In vergelijking met protonen en neutronen is de massa van elektronen erg klein, dus er wordt geen rekening mee gehouden in de berekeningen. Hoewel dit formeel gezien onjuist is, wordt deze term vaak gebruikt om te verwijzen naar de gemiddelde atoommassa van alle isotopen van een element. In feite is dit de relatieve atoommassa, ook wel atoomgewicht element. Atoomgewicht is het gemiddelde van de atoommassa's van alle natuurlijk voorkomende isotopen van een element. Chemici moeten bij het uitoefenen van hun werk onderscheid maken tussen deze twee soorten atomaire massa - een onjuiste atomaire massawaarde kan bijvoorbeeld leiden tot een onjuiste uitkomst voor de opbrengst van een reactieproduct.

Stappen

Methode 1 van 3: Atoommassa vinden met behulp van het periodiek systeem der elementen

1. 1 Leer hoe atomaire massa wordt geschreven. Atoommassa, dat wil zeggen de massa van een bepaald atoom of molecuul, kan worden uitgedrukt in standaard SI-eenheden - gram, kilogram, enzovoort. Vanwege het feit dat de atomaire massa's die in deze eenheden worden uitgedrukt extreem klein zijn, worden ze echter vaak geregistreerd in verenigde atomaire massa-eenheden, of afgekort amu. - atomaire massa-eenheden. Eén atomaire massa-eenheid is gelijk aan 1/12 van de massa van de standaard isotoop koolstof-12.
   • De atomaire massa-eenheid kenmerkt de massa één mol van een bepaald element in gram... Deze waarde is erg handig in praktische berekeningen, omdat het kan worden gebruikt om de massa van een bepaald aantal atomen of moleculen van een bepaalde stof gemakkelijk om te zetten in mol, en omgekeerd.
2. 2 Zoek de atomaire massa in het periodiek systeem. De meeste standaard periodieke tabellen bevatten de atoommassa's (atoomgewichten) van elk element. In de regel worden ze weergegeven als een getal onderaan de cel met het element, onder de letters die het scheikundige element aanduiden. Dit is meestal geen geheel getal, maar een decimale breuk.
   • Merk op dat alle relatieve atomaire massa's die in het periodiek systeem voor elk element worden gegeven, zijn: gemiddeld waarden. De chemische elementen hebben verschillende isotopen - chemische soorten die verschillende massa's hebben door extra of ontbrekende neutronen in de atoomkern. Daarom kunnen de relatieve atoommassa's in het periodiek systeem worden gebruikt als een gemiddelde voor de atomen van een bepaald element, maar niet als de massa van één atoom van een bepaald element.
   • De relatieve atoommassa's in het periodiek systeem worden gebruikt om de molecuulmassa's van atomen en moleculen te berekenen. Atoommassa's uitgedrukt in amu (zoals in het periodiek systeem) zijn in wezen dimensieloos. Door eenvoudigweg de atomaire massa te vermenigvuldigen met 1 g / mol, krijgen we een bruikbare eigenschap van een element - de massa (in grammen) van één mol atomen van dit element.
3. 3 Vergeet niet dat het periodiek systeem de gemiddelde atoommassa's van de elementen weergeeft. Zoals eerder opgemerkt, zijn de relatieve atoommassa's die voor elk element in het periodiek systeem zijn aangegeven, het gemiddelde van de massa's van alle isotopen in een atoom. Dit gemiddelde is waardevol voor veel praktische doeleinden: het wordt bijvoorbeeld gebruikt om de molaire massa te berekenen van moleculen die uit meerdere atomen bestaan. Wanneer je echter met individuele atomen te maken hebt, is deze waarde meestal niet voldoende.
   • Aangezien de gemiddelde atoommassa de gemiddelde waarde is voor verschillende isotopen, is de waarde die in het periodiek systeem wordt aangegeven dat niet nauwkeurig de waarde van de atoommassa van een enkel atoom.
   • De atoommassa's van individuele atomen moeten worden berekend rekening houdend met het exacte aantal protonen en neutronen in een enkel atoom.

Methode 2 van 3: De atoommassa van een enkel atoom berekenen

1. 1 Vind het atoomnummer van een bepaald element of zijn isotoop. Het atoomnummer is het aantal protonen in de atomen van een element, het verandert nooit. Bijvoorbeeld alle waterstofatomen, en enkel en alleen ze hebben één proton. Het atoomnummer van natrium is 11, omdat de kern elf protonen heeft, terwijl het atoomnummer van zuurstof acht is, omdat de kern acht protonen heeft. Je kunt het atoomnummer van elk element vinden in het periodiek systeem van Mendelejev - in bijna al zijn standaardversies wordt dit nummer aangegeven boven de letteraanduiding van het chemische element. Het atoomnummer is altijd een positief geheel getal.
   • Stel dat we geïnteresseerd zijn in een koolstofatoom. Er zijn altijd zes protonen in koolstofatomen, dus we weten dat het atoomnummer 6 is. Bovendien zien we dat in het periodiek systeem, in het bovenste deel van de cel met koolstof (C) het getal "6" is, wat aangeeft dat het atoomnummer zes is.
   • Merk op dat het atoomnummer van een element niet uniek gerelateerd is aan zijn relatieve atoommassa in het periodiek systeem. Hoewel, vooral voor de elementen bovenaan de tabel, het lijkt alsof de atoommassa van een element tweemaal het atoomnummer is, wordt het nooit berekend door het atoomnummer met twee te vermenigvuldigen.
2. 2 Zoek het aantal neutronen in de kern. Het aantal neutronen kan verschillen voor verschillende atomen van hetzelfde element. Wanneer twee atomen van hetzelfde element met hetzelfde aantal protonen een verschillend aantal neutronen hebben, zijn het verschillende isotopen van dat element.In tegenstelling tot het aantal protonen, dat nooit verandert, kan het aantal neutronen in de atomen van een bepaald element vaak veranderen, dus de gemiddelde atoommassa van een element wordt geschreven als een decimale breuk met een waarde tussen twee aangrenzende gehele getallen.
   • Het aantal neutronen kan worden bepaald door de aanduiding van de isotoop van het element. Koolstof-14 is bijvoorbeeld een natuurlijk voorkomende radioactieve isotoop van koolstof-12. Vaak wordt het isotopengetal aangegeven als een superscriptgetal voor het elementsymbool: C. Het aantal neutronen wordt gevonden door het aantal protonen van het isotopengetal af te trekken: 14 - 6 = 8 neutronen.
   • Laten we zeggen dat het koolstofatoom van belang zes neutronen (C) heeft. Het is de meest voorkomende isotoop van koolstof, goed voor ongeveer 99% van alle atomen van dit element. Ongeveer 1% van de koolstofatomen heeft echter 7 neutronen (C). Andere soorten koolstofatomen hebben meer dan 7 of minder dan 6 neutronen en bestaan ​​in zeer kleine hoeveelheden.
3. 3 Tel het aantal protonen en neutronen bij elkaar op. Dit is de atoommassa van het gegeven atoom. Negeer het aantal elektronen dat de kern omringt - hun totale massa is extreem klein, dus ze hebben praktisch geen invloed op uw berekeningen.
   • Ons koolstofatoom heeft 6 protonen + 6 neutronen = 12. De atoommassa van dit koolstofatoom is dus 12. Als dit de isotoop "koolstof-13" was, dan zouden we weten dat het 6 protonen + 7 neutronen heeft = atoomgewicht 13.
   • In feite is de atomaire massa van koolstof-13 13.003355, en deze waarde is nauwkeuriger, omdat deze experimenteel werd bepaald.
   • De atoommassa ligt zeer dicht bij het isotopengetal. Voor het gemak van berekeningen wordt vaak aangenomen dat het isotopengetal gelijk is aan de atomaire massa. De experimenteel bepaalde waarden van de atomaire massa overschrijden iets het isotopengetal vanwege de zeer kleine bijdrage van de elektronen.

Methode 3 van 3: Berekening van de relatieve atoommassa (atoomgewicht) van een element

1. 1 Bepaal welke isotopen zich in het monster bevinden. Chemici bepalen vaak de verhouding van isotopen in een bepaald monster met behulp van een speciaal instrument dat een massaspectrometer wordt genoemd. Tijdens de training worden deze gegevens echter aan u verstrekt in de voorwaarden van taken, controle, enzovoort in de vorm van waarden uit de wetenschappelijke literatuur.
   • Laten we zeggen dat we in ons geval te maken hebben met twee isotopen: koolstof-12 en koolstof-13.
2. 2 Bepaal de relatieve inhoud van elke isotoop in het monster. Voor elk element komen verschillende isotopen in verschillende verhoudingen voor. Deze verhoudingen worden bijna altijd uitgedrukt in procenten. Sommige isotopen komen heel vaak voor, terwijl andere zeer zeldzaam zijn - soms zo moeilijk te detecteren. Deze grootheden kunnen worden bepaald met behulp van massaspectrometrie of zijn terug te vinden in een handboek.
   • Laten we zeggen dat de concentratie van koolstof-12 99% is en koolstof-13 1%. Andere isotopen van koolstof echt bestaan, maar in hoeveelheden die zo klein zijn dat ze in dit geval verwaarloosd kunnen worden.
3. 3 Vermenigvuldig de atomaire massa van elke isotoop met de concentratie in het monster. Vermenigvuldig de atomaire massa van elke isotoop met het percentage (uitgedrukt als een decimale breuk). Om percentages om te zetten in decimalen, deelt u eenvoudig door 100. De resulterende concentraties moeten altijd optellen tot 1.
   • Ons monster bevat koolstof-12 en koolstof-13. Als koolstof-12 99% van het monster is en koolstof-13 1%, dan is het noodzakelijk om 12 (atomaire massa van koolstof-12) te vermenigvuldigen met 0,99 en 13 (atomaire massa van koolstof-13) met 0,01.
   • De naslagwerken geven percentages op basis van de bekende hoeveelheden van alle isotopen van een element. De meeste scheikundeboeken bevatten deze informatie in tabelvorm aan het einde van het boek. Voor het onderzochte monster kunnen de relatieve concentraties van isotopen ook worden bepaald met behulp van een massaspectrometer.
4. 4 Tel de resultaten bij elkaar op. Tel de vermenigvuldigingsresultaten op die u in de vorige stap hebt gekregen.Als resultaat van deze operatie vindt u de relatieve atomaire massa van uw element - de gemiddelde waarde van de atomaire massa's van de isotopen van het element in kwestie. Bij het beschouwen van een element als geheel, in plaats van een specifieke isotoop van een bepaald element, is het deze waarde die wordt gebruikt.
   • In ons voorbeeld 12 x 0,99 = 11,88 voor koolstof-12 en 13 x 0,01 = 0,13 voor koolstof-13. De relatieve atoommassa is in ons geval 11,88 + 0,13 = 12,01.

Tips

• Sommige isotopen zijn minder stabiel dan andere: ze vervallen in atomen van elementen met minder protonen en neutronen in de kern, waarbij deeltjes vrijkomen die de atoomkern vormen. Dergelijke isotopen worden radioactief genoemd.

Wat heb je nodig

• Scheikunde handboek
• Rekenmachine