Hvordan finne gjennomsnittlig atommasse: 8 trinn (med bilder)

2024 Forfatter: Jason Gerald | [email protected]. Sist endret: 2024-01-19 22:13

Den gjennomsnittlige atommassen er ikke et direkte mål på et enkelt atom. Denne massen er gjennomsnittlig masse per atom av en generell prøve av et bestemt element. Hvis du kunne beregne massen til en enkelt milliarddel av et atom, kunne du beregne denne verdien på samme måte som et annet gjennomsnitt. Heldigvis er det en enklere måte å beregne atommasse på, som er basert på kjente data fra sjeldenhetene til forskjellige isotoper.

Steg

Del 1 av 2: Beregning av gjennomsnittlig atommasse

Trinn 1. Forstå isotoper og atommasser

De fleste elementer forekommer naturlig i en rekke former, kalt isotoper. Massetallet for hver isotop er antall protoner og nøytroner i kjernen. Hver proton og nøytron veier 1 atommassenhet (amu). Den eneste forskjellen mellom to isotoper av et element er antall nøytroner per atom, som påvirker atommassen. Elementene har imidlertid alltid samme antall protoner.

• Den gjennomsnittlige atommassen til et element påvirkes av variasjoner i antall nøytroner, og representerer gjennomsnittsmassen per atom i en generell prøve av et element.
• For eksempel har elementært sølv (Ag) 2 naturlig forekommende isotoper, nemlig Ag-107 og Ag-109 (eller). ¹⁰⁷Ag og ¹⁰⁹Ag). Isotoper navngis basert på deres "massenummer" eller antall protoner og nøytroner i et atom. Dette betyr at Ag-109 har 2 flere nøytroner enn Ag-107, så massen er litt større.

Trinn 2. Legg merke til massen til hver isotop

Du trenger to typer data for hver isotop. Du finner disse dataene i lærebøker eller internettkilder som webelements.com. De første dataene er atommassen, eller massen til ett atom av hver isotop. Isotoper som har flere nøytroner har en større masse.

• For eksempel har sølvisotopen Ag-107 en atommasse på 106, 90509 videregående skole (atommassenhet). I mellomtiden har isotopen Ag-109 en litt større masse, nemlig 108, 90470.
• De to siste desimalene kan variere noe mellom kildene. Ikke ta med noen tall i parentes etter atommassen.

Trinn 3. Skriv ned mengden av hver isotop

Denne overflod indikerer hvor vanlig en isotop er når det gjelder en prosentandel av alle atomene som utgjør et element. Hver isotop er proporsjonal med grunnstoffets overflod (jo større overflod av en isotop desto større effekt har den gjennomsnittlige atommassen). Du kan finne disse dataene i de samme kildene som atommassen. Overfloden av alle isotoper bør være 100% (selv om det kan være en liten feil på grunn av avrundingsfeil).

• Isotopen Ag-107 har en overflod på 51,86%, mens Ag-109 er litt mindre vanlig med en overflod på 48,14%. Dette betyr at den generelle prøven av sølv består av 51,86% Ag-107 og 48,14% Ag-109.
• Ignorer alle isotoper hvis overflod ikke er oppført. Isotoper som disse forekommer ikke naturlig på jorden.

Trinn 4. Konverter overflodprosent til et desimaltall

Del overflodprosenten med 100 for å få samme verdi i desimaltall.

I det samme problemet er overflodstallet 51,86/100 = 0, 5186 og 48, 14/100 = 0, 4814.

Trinn 5. Finn den veide gjennomsnittlige atommassen til den stabile isotopen

Den gjennomsnittlige atommassen til et element med et antall isotoper n er lik (masse_{isotop 1} * overflod_{isotop 1}) + (masse_{isotop 2} * overflod_{isotop 2}) +… + (Masse_{n isotop} * overflod_{n isotop} . Dette er et eksempel på et "veid gjennomsnitt", som betyr at jo mer masse som blir funnet (jo større overflod) desto større blir effekten på resultatet. Slik bruker du formelen ovenfor på sølv:

• Gjennomsnittlig atommasse_Ag = (masse_August-107 * overflod_August-107) + (masse_Ag-109 * overflod_Ag-109)

  =(106, 90509 * 0, 5186) + (108, 90470 * 0, 4814)

  = 55, 4410 + 52, 4267

  = 107, 8677 videregående skole.

• Se på elementene i det periodiske systemet for å sjekke svaret ditt. Den gjennomsnittlige atommassen er vanligvis oppført under elementets symbol.

Del 2 av 2: Bruke beregningsresultater

Trinn 1. Konverter masse til atomnummer

Den gjennomsnittlige atommassen viser forholdet mellom masse og atomnummer i en generell prøve av et element. Dette er nyttig i kjemilaboratorier fordi det nesten er umulig å beregne atomnummeret direkte, men det er ganske enkelt å beregne massen. For eksempel kan du veie en prøve av sølv og anslå at hver 107.8677 amu av massen inneholder 1 atom sølv.

Trinn 2. Konverter til molar masse

Atommassenheten er veldig liten. Dermed veier kjemikere vanligvis prøver i gram. Heldigvis ble dette konseptet definert for å gjøre konverteringen enklere. Bare multipliser gjennomsnittlig atommasse med 1 g/mol (molar massekonstant) for å få svaret i g/mol. For eksempel inneholder 107.8677 gram sølv i gjennomsnitt 1 mol sølvatomer.

Trinn 3. Finn gjennomsnittlig molekylmasse

Siden et molekyl er en samling av atomer, kan du legge til atommassene for å beregne molekylmassen. Hvis du bruker gjennomsnittlig atommasse (ikke massen til en bestemt isotop), er resultatet gjennomsnittlig masse av molekyler som finnes naturlig i prøven. Eksempel:

• Vannmolekylet har den kjemiske formelen H₂O. Så den består av 2 hydrogenatomer (H) og 1 oksygenatom (O).
• Hydrogen har en gjennomsnittlig atommasse på 1,00794 amu. I mellomtiden har oksygenatomer en gjennomsnittlig masse på 15 9994 amu.
• Molekylær masse H₂Gjennomsnittet O er lik (1.00794) (2) + 15.9994 = 18.01528 amu, tilsvarende 18.01528 g/mol.

Tips

• Begrepet relativ atommasse brukes noen ganger som et synonym for gjennomsnittlig atommasse. Imidlertid er det en liten forskjell mellom de to fordi relativ atommasse ikke har noen enheter, men representerer masse i forhold til et C-12 karbonatom. Forutsatt at du bruker atommassenheter i din gjennomsnittlige masseberegning, er disse to verdiene i hovedsak identiske.
• Med noen få spesielle unntak har elementene til høyre for det periodiske system en større gjennomsnittlig masse enn elementene til venstre. Dette kan være en enkel måte å sjekke om svaret ditt gir mening.
• 1 atommassenhet er definert som 1/12 massen av ett C-12 karbonatom.
• Mengden av isotoper beregnes basert på prøver som forekommer naturlig på jorden. Uvanlige forbindelser som meteoritter eller laboratorieprøver kan ha forskjellige isotopforhold, og som et resultat, forskjellige gjennomsnittlige atommasser.
• Tallet i parentes etter atommassen representerer usikkerheten til det siste sifferet. For eksempel betyr en atommasse på 1,0173 (4) at en generell prøve av atomer har en masse i området 1,0173 ± 0,0004. Du trenger ikke å bruke dette tallet med mindre du blir bedt om det i problemet.
• Bruk gjennomsnittlig atommasse når du beregner masser som involverer grunnstoffer og forbindelser.