Den genomsnittliga atommassan är inte ett direkt mått på en enda atom. Denna massa är den genomsnittliga massan per atom av ett allmänt prov av ett visst element. Om du kunde beräkna massan av en enda miljarddels atom, skulle du kunna beräkna detta värde på samma sätt som med något annat genomsnitt. Lyckligtvis finns det ett enklare sätt att beräkna atommassa, som baseras på kända data från sällsyntheten hos olika isotoper.
Steg
Del 1 av 2: Beräkning av den genomsnittliga atommassan
Steg 1. Förstå isotoper och atommassor
De flesta grundämnen förekommer naturligt i en mängd olika former, kallade isotoper. Massantalet för varje isotop är antalet protoner och neutroner i dess kärna. Varje proton och neutron väger 1 atommassa (amu). Den enda skillnaden mellan två isotoper av ett element är antalet neutroner per atom, vilket påverkar atommassan. Elementen har dock alltid samma antal protoner.
- Den genomsnittliga atommassan för ett element påverkas av variationer i antalet neutroner och representerar den genomsnittliga massan per atom i ett allmänt urval av ett element.
- Till exempel har elementärt silver (Ag) 2 naturligt förekommande isotoper, nämligen Ag-107 och Ag-109 (eller). 107Ag och 109Ag). Isotoper namnges baserat på deras "massantal" eller antalet protoner och neutroner i en atom. Det betyder att Ag-109 har 2 fler neutroner än Ag-107 så dess massa är något större.
Steg 2. Notera massan för varje isotop
Du behöver 2 datatyper för varje isotop. Du hittar dessa data i läroböcker eller internetkällor som webelements.com. De första uppgifterna är atommassan, eller massan av en atom av varje isotop. Isotoper som har fler neutroner har en större massa.
- Till exempel har silverisotopen Ag-107 en atommassa av 106, 90509 gymnasium (atomenhet). Samtidigt har isotopen Ag-109 en något större massa, nämligen 108, 90470.
- De två sista decimalerna kan variera något mellan källorna. Inkludera inga tal inom parentes efter atommassan.
Steg 3. Skriv ner överflödet av varje isotop
Detta överflöd indikerar hur vanligt en isotop är i termer av en procentandel av alla atomer som utgör ett element. Varje isotop är proportionell mot elementets överflöd (ju större överflöd av en isotop desto större effekt på den genomsnittliga atommassan). Du kan hitta dessa data i samma källor som atommassa. Överflödet av alla isotoper bör vara 100% (även om det kan finnas ett litet fel på grund av avrundningsfel).
- Isotopen Ag-107 har ett överflöd av 51,86%, medan Ag-109 är något mindre vanligt med ett överflöd av 48,14%. Detta innebär att det allmänna provet av silver består av 51,86% Ag-107 och 48,14% Ag-109.
- Ignorera alla isotoper vars överflöd inte anges. Isotoper som dessa förekommer inte naturligt på jorden.
Steg 4. Konvertera överflödesprocenten till ett decimaltal
Dela överflödesprocenten med 100 för att få samma värde i decimaltal.
I samma problem är överflödet antalet 51,86/100 = 0, 5186 och 48, 14/100 = 0, 4814.
Steg 5. Hitta den vägda genomsnittliga atommassan för den stabila isotopen
Den genomsnittliga atommassan för ett element med ett antal isotoper n är lika med (massaisotop 1 * överflödisotop 1) + (massaisotop 2 * överflödisotop 2) +… + (Massan isotop * överflödn isotop . Detta är ett exempel på ett "viktat genomsnitt", vilket innebär att ju mer massa som hittas (ju större överflöd) desto större effekt på resultatet. Så här använder du formeln ovan på silver:
-
Genomsnittlig atommassaAg = (massaAug-107 * överflödAug-107) + (massaAg-109 * överflödAg-109)
=(106, 90509 * 0, 5186) + (108, 90470 * 0, 4814)
= 55, 4410 + 52, 4267
= 107, 8677 gymnasium.
- Titta på elementen i det periodiska systemet för att kontrollera ditt svar. Den genomsnittliga atommassan anges vanligtvis under grundsymbolen.
Del 2 av 2: Använda beräkningsresultat
Steg 1. Konvertera massa till atomnummer
Den genomsnittliga atommassan visar förhållandet mellan massa och atomnummer i ett allmänt urval av ett element. Detta är användbart i kemilaboratorier eftersom det nästan är omöjligt att beräkna atomnumret direkt, men det är ganska enkelt att beräkna dess massa. Till exempel kan du väga ett silverprov och uppskatta att varje 107.8677 amu av dess massa innehåller 1 atom silver.
Steg 2. Konvertera till molmassa
Atomenheten är mycket liten. Således väger kemister i allmänhet prover i gram. Lyckligtvis definierades detta koncept för att göra konverteringen enklare. Multiplicera helt enkelt den genomsnittliga atommassan med 1 g/mol (molmassakonstant) för att få svaret i g/mol. Till exempel innehåller 107.8677 gram silver i genomsnitt 1 mol silveratomer.
Steg 3. Hitta den genomsnittliga molekylmassan
Eftersom en molekyl är en samling atomer kan du lägga till massorna av atomerna för att beräkna molekylmassan. Om du använder den genomsnittliga atommassan (inte massan av en specifik isotop) är resultatet den genomsnittliga massan av molekyler som finns naturligt i provet. Exempel:
- Vattenmolekylen har den kemiska formeln H2O. Så den består av 2 väteatomer (H) och 1 syreatom (O).
- Väte har en genomsnittlig atommassa på 1,00794 amu. Samtidigt har syreatomer en genomsnittlig massa på 15 9994 amu.
- Molekylmassa H2Medel O är lika med (1.00794) (2) + 15.9994 = 18.01528 amu, motsvarande 18.01528 g/mol.
Tips
- Begreppet relativ atommassa används ibland som en synonym för genomsnittlig atommassa. Det finns dock en liten skillnad mellan de två eftersom relativ atommassa inte har några enheter, utan representerar massa i förhållande till en C-12 kolatom. Förutsatt att du använder atomenheter i din genomsnittliga massberäkning är dessa två värden i huvudsak identiska.
- Med några få undantag har elementen till höger om det periodiska systemet en större genomsnittlig massa än elementen till vänster. Detta kan vara ett enkelt sätt att kontrollera om ditt svar är vettigt.
- 1 atomenhet definieras som 1/12 massan av en C-12 kolatom.
- Isotopernas överflöd beräknas baserat på prover som förekommer naturligt på jorden. Ovanliga föreningar som meteoriter eller laboratorieprover kan ha olika isotopförhållanden, och som ett resultat, olika genomsnittliga atommassor.
- Antalet inom parentes efter atommassan representerar den sista siffrans osäkerhet. Till exempel betyder en atommassa på 1,0173 (4) att ett allmänt urval av atomer har en massa i intervallet 1,0173 ± 0,0004. Du behöver inte använda detta nummer om du inte blir ombedd att göra det i problemet.
- Använd den genomsnittliga atommassan vid beräkning av massor som innefattar element och föreningar.
