Atommasse er summen av alle protoner, nøytroner og elektroner i et enkelt atom eller molekyl. Massen til et elektron er så liten at den kan ignoreres og ikke tas i betraktning. Selv om det er teknisk feil, brukes begrepet atommasse også ofte for å referere til gjennomsnittlig atommasse for alle isotoper av et element. Denne andre definisjonen er faktisk relativ atommasse, som også er kjent som atomvekt et element. Atomvekten tar hensyn til gjennomsnittsmassen av naturlig forekommende isotoper av det samme elementet. Kjemikere må skille mellom disse to typene atommasse for å styre arbeidet deres - for eksempel kan en feil atommasseverdi føre til feil beregning av eksperimentelle resultater.
Steg
Metode 1 av 3: Lesing av atommassen i det periodiske systemet
Trinn 1. Forstå hvordan du representerer atommasse
Atommasse er massen til et atom eller molekyl. Atommassen kan uttrykkes i standard SI -masseenheter - gram, kilo, etc. Fordi atommassen er veldig liten når den uttrykkes i disse enhetene, blir atommassen ofte uttrykt i sammensatte atommassenheter (vanligvis forkortet u eller amu). Standarden for en atommasse er 1/12 av massen til standard karbon-12 isotop.
Atommassenheten uttrykker massen til en mol av et element eller molekyl i gram. Dette er en veldig nyttig egenskap i praktiske beregninger fordi denne enheten gjør det enkelt å konvertere mellom masser og mol mengder atomer eller molekyler av samme slag
Trinn 2. Finn atommassen i det periodiske systemet
De fleste periodiske tabeller viser den relative atommassen (atomvekt) for hvert element. Denne massen er nesten alltid oppført som et tall nederst på elementrutenettet i tabellen, under et kjemisk symbol som leser en bokstav eller to. Dette tallet er vanligvis representert som et desimal i stedet for et helt tall.
- Vær oppmerksom på at de relative atommassene som er oppført i det periodiske systemet, er gjennomsnittsverdiene for de relaterte elementene. Kjemiske elementer har forskjellige isotoper - kjemiske former som har forskjellige masser på grunn av addisjon eller subtraksjon av ett eller flere nøytroner fra atomkjernen. Dermed kan den relative atommassen som er oppført i det periodiske systemet brukes som en gjennomsnittlig verdi for atomene til et bestemt element, men Nei som massen til et enkelt atom av elementet.
- Relative atommasser, som de som finnes i det periodiske system, brukes til å beregne molmassene til atomer og molekyler. Atommasse, når den er representert i amu som i det periodiske systemet, har teknisk ingen enheter. Å multiplisere atommassen med 1 g/mol gir oss imidlertid en mengde som kan brukes for elementets molmasse - massen (i gram) til en mol av et atom av elementet.
Trinn 3. Forstå at verdiene i det periodiske systemet er gjennomsnittlige atommasser for et element
Som allerede forklart, er den relative atommassen som er oppført for hvert element i det periodiske bordet gjennomsnittsverdien for alle isotoper av atomet. Dette gjennomsnittet er viktig for mange praktiske beregninger - for eksempel beregning av molmassen til et molekyl som består av flere atomer. Imidlertid er dette tallet noen ganger ikke tilstrekkelig når du arbeider med individuelle atomer.
- Verdien i det periodiske systemet er ikke en eksakt verdi for en enkelt atommasse fordi det er et gjennomsnitt av flere forskjellige typer isotoper.
- Atommassene for individuelle atomer må beregnes under hensyntagen til det eksakte antallet protoner og nøytroner i et enkelt atom.
Metode 2 av 3: Beregning av atommasse for individuelle atomer
Trinn 1. Finn atomnummeret til elementet eller isotopen
Atomnummeret er antall protoner i et element og har ikke et varierende tall. For eksempel har alle hydrogenatomer, og bare hydrogenatomer, ett proton. Natrium har et atomnummer på 11 fordi kjernen har elleve protoner, mens oksygen har et atomnummer på 8 fordi kjernen har åtte protoner. Du kan finne atomnummeret til et hvilket som helst element i det periodiske systemet - i nesten alle standard periodiske tabeller. Atomnummeret er tallet over det kjemiske symbolet som leser en eller to bokstaver. Dette tallet er alltid et positivt heltall.
- Anta at vi jobber med karbonatomer. Kull har alltid seks protoner. Så vi vet at atomnummeret er 6. Vi ser også i det periodiske systemet at boksen for karbon (C) har tallet “6” øverst, noe som indikerer at atomnummeret til karbon er seks.
- Vær oppmerksom på at atomnummeret til et element ikke har noen direkte effekt på dets relative atommasse som det er skrevet i det periodiske systemet. Selv om det virker sannsynlig at atommassen til et atom er to ganger atomnummeret (spesielt blant elementene øverst i det periodiske bordet), blir atommassen aldri beregnet ved å multiplisere et element atomnummer med to.
Trinn 2. Finn antall nøytroner i kjernen
Antall nøytroner kan variere for atomer av et bestemt element. Selv om to atomer med samme antall protoner og forskjellige antall nøytroner er det samme elementet, er de forskjellige isotoper av elementet. I motsetning til antall protoner i et element som aldri endres, kan antall nøytroner i atomene til et gitt element variere, så elementets gjennomsnittlige atommasse må representeres som en desimalverdi mellom to hele tall.
- Antall nøytroner kan bestemmes ved å bestemme isotopen til et element. For eksempel er karbon-14 en naturlig forekommende radioaktiv isotop av karbon-12. Du vil ofte se isotoper tildelt et lite tall øverst (overskrift) foran elementets symbol: 14C. Antall nøytroner beregnes ved å trekke antall protoner fra antall isotoper: 14 - 6 = 8 nøytroner.
- Anta at karbonatomet vi jobber med har seks nøytroner (12C). Det er den vanligste isotopen av karbon, og utgjør nesten 99% av alle karbonatomer. Imidlertid har omtrent 1% av karbonatomer 7 nøytroner (13C). De andre typene karbonatomer, som har mer eller mindre enn 6 eller 7 nøytroner, er svært få.
Trinn 3. Legg opp proton- og nøytrontall
Dette er atommassen til atomet. Ikke bekymre deg for antallet elektroner som kretser rundt kjernen - den kombinerte massen er så liten at i de fleste praktiske tilfeller vil denne massen egentlig ikke påvirke svaret ditt.
- Karbonatomet vårt har 6 protoner + 6 nøytroner = 12. Atommassen til dette bestemte karbonatomet er 12. Men hvis atomet er en isotop av karbon-13, vet vi at atomet har 6 protoner + 7 nøytroner = atomvekt av 13.
- Den faktiske atomvekten til karbon-13 er 13 003355, og denne vekten er mer nøyaktig fordi den ble bestemt eksperimentelt.
- Atommassen er nesten lik antallet isotoper av et element. For grunnleggende beregningsformål er antallet isotoper lik atommassen. Når den bestemmes eksperimentelt, er atommassen litt større enn antall isotoper på grunn av elektronenes meget lille massebidrag.
Metode 3 av 3: Beregning av den relative atommassen (atomvekt) for et element
Trinn 1. Bestem isotopene som er tilstede i prøven
Kjemikere bestemmer ofte de relative isotopiske proporsjonene i en prøve ved hjelp av et spesielt instrument som kalles et massespektrometer. I kjemiundervisning for studenter og studenter får du imidlertid ofte denne informasjonen i skoletester osv. I form av karakterer som er bestemt i vitenskapelig litteratur.
For vårt formål, la oss si at vi jobber med isotopene karbon-12 og karbon-13
Trinn 2. Bestem den relative mengden av hver isotop i prøven
I et gitt element forekommer forskjellige isotoper i forskjellige proporsjoner. Denne andelen er nesten alltid angitt som en prosentandel. Noen isotoper har svært vanlige proporsjoner, mens andre er ekstremt sjeldne - noen ganger så sjeldne at disse proporsjonene knapt kan påvises. Denne informasjonen kan bestemmes gjennom massespektrometri eller fra referansebøker.
Anta at mengden karbon-12 er 99% og overfloden av karbon-13 er 1%. Andre karbonisotoper eksisterer, men i så små mengder at de kan ignoreres i dette eksempelproblemet
Trinn 3. Multipliser atommassen til hver isotop med andelen i prøven
Multipliser atommassen til hver isotop med dens prosentvise overflod (skrevet med desimal). Hvis du vil konvertere en prosent til en desimal, deler du bare prosentandelen med 100. Antall prosenter som er konvertert til en desimal vil alltid være 1.
- Prøven vår inneholder karbon-12 og karbon-13. Hvis karbon-12 utgjør 99% av prøven og karbon-13 utgjør 1% av prøven, multipliseres 12 (atommasse av karbon-12) med 0,99 og 13 (atommasse av karbon-13) med 0,01.
- Referansebøker vil gi deg prosentvise proporsjoner basert på alle kjente mengder av elementets isotoper. De fleste kjemi lærebøker inkluderer denne informasjonen i en tabell bak i boken. Massespektrometeret kan også bestemme andelen av prøven som testes.
Trinn 4. Legg sammen resultatene
Legg sammen multiplikasjonsresultatene du gjorde i forrige trinn. Resultatet av denne summen er den relative atommassen til elementet ditt - gjennomsnittet av atommassene til isotopene til elementet ditt. Når vi diskuterer elementer generelt, og ikke spesifikke isotoper av elementet, brukes denne verdien.
