Aatommass on kõigi aatomite või molekulide prootonite, neutronite ja elektronide summa. Elektroni mass on nii väike, et seda saab ignoreerida ja mitte arvesse võtta. Kuigi see on tehniliselt vale, kasutatakse terminit aatommass sageli ka elemendi kõigi isotoopide keskmise aatommassi tähistamiseks. See teine määratlus on tegelikult suhteline aatommass, mida tuntakse ka kui aatommass element. Aatommass võtab arvesse sama elemendi looduslikult esinevate isotoopide keskmist massi. Keemikud peavad oma töö suunamiseks eristama neid kahte tüüpi aatommassi - näiteks vale aatommassi väärtus võib viia katsetulemuste vale arvutamiseni.
Samm
Meetod 1 /3: aatommassi lugemine perioodilisustabelis
Samm 1. Mõista, kuidas kujutada aatommassi
Aatommass on aatomi või molekuli mass. Aatommassi saab väljendada standardsetes SI massiühikutes - grammides, kilogrammides jne. Kuna aga aatommass on nendes ühikutes väljendatuna väga väike, väljendatakse aatommassi sageli liit -aatommassiühikutes (tavaliselt lühend u või amu). Ühe aatommassiühiku standard on 1/12 standardse süsinik-12 isotoobi massist.
Aatommassiühik väljendab ühe mooli elementi või molekuli grammides. See on praktilistes arvutustes väga kasulik omadus, kuna selle ühiku abil on lihtne teisendada sama tüüpi aatomite või molekulide masside ja moolide vahel
Samm 2. Leidke perioodilisustabelist aatommass
Enamik perioodilisi tabeleid loetleb iga elemendi suhtelise aatommassi (aatommassi). See mass on peaaegu alati loetletud tabelis elementvõrgu allosas numbrina, keemilise sümboli all, mis loeb tähte või kahte. Tavaliselt esitatakse see arv pigem kümnendkoha kui täisarvuna.
- Pange tähele, et perioodilises tabelis loetletud suhtelised aatommassid on seotud elementide keskmised väärtused. Keemilistel elementidel on erinevad isotoobid - keemilised vormid, millel on erinev mass ühe või mitme neutroni liitmise või lahutamise tõttu aatomituumast. Seega saab perioodilises tabelis loetletud suhtelist aatommassi kasutada konkreetse elemendi aatomite keskmise väärtusena, kuid ei elemendi ühe aatomi massina.
- Aatomite ja molekulide molaarmasside arvutamiseks kasutatakse suhtelisi aatommasse, näiteks perioodilisustabelis leiduvaid. Aatommassil, kui see on esitatud ajavahemikus tabelis, ei ole tehniliselt ühikuid. Kuid aatommassi korrutamine 1 g/mol annab meile koguse, mida saab kasutada elemendi molaarmassi jaoks - ühe mooli aatomi mass (grammides).
Samm 3. Mõistke, et perioodilisustabeli väärtused on elemendi keskmised aatommassid
Nagu juba selgitatud, on perioodilisustabelis iga elemendi jaoks loetletud suhteline aatommass aatomi kõigi isotoopide keskmine väärtus. See keskmine on oluline paljude praktiliste arvutuste jaoks - näiteks mitmest aatomist koosneva molekuli molaarmassi arvutamiseks. Kuid üksikute aatomitega töötamisel ei ole see arv mõnikord piisav.
- Periooditabeli väärtus ei ole ühegi aatommassi täpne väärtus, kuna see on mitut erinevat tüüpi isotoopide keskmine.
- Üksikute aatomite aatommassid tuleb arvutada, võttes arvesse prootonite ja neutronite täpset arvu ühes aatomis.
Meetod 2/3: üksikute aatomite aatommassi arvutamine
Samm 1. Leidke elemendi või isotoobi aatomnumber
Aatomnumber on elemendi prootonite arv ja sellel pole muutuvat arvu. Näiteks kõigil vesinikuaatomitel ja ainult vesinikuaatomitel on üks prooton. Naatriumi aatomnumber on 11, kuna selle tuumas on üksteist prootonit, samas kui hapniku aatomnumber on 8, kuna selle tuumas on kaheksa prootonit. Perioodilisustabelist leiate peaaegu iga elemendi aatomnumbri - peaaegu igas standardperiooditabelis. Aatomnumber on keemilise sümboli kohal olev number, mis loeb ühe või kaks tähte. See arv on alati positiivne täisarv.
- Oletame, et töötame süsinikuaatomitega. Süsinikul on alati kuus prootonit. Niisiis, me teame, et selle aatomnumber on 6. Samuti näeme perioodilisustabelis, et süsiniku (C) kasti ülaosas on number “6”, mis näitab, et süsiniku aatomarv on kuus.
- Pange tähele, et elemendi aatomnumber ei mõjuta otseselt selle suhtelist aatommassi, nagu see on perioodilisustabelis kirjas. Kuigi tundub tõenäoline, et aatomi aatommass on kaks korda suurem aatomnumbrist (eriti perioodilise tabeli ülaosas olevate elementide hulgas), ei arvutata aatommassi kunagi, korrutades elemendi aatomnumbri kahega.
Samm 2. Leidke neutronite arv tuumas
Neutronite arv võib konkreetse elemendi aatomite puhul varieeruda. Kuigi kaks aatomit, millel on sama arv prootoneid ja erinev arv neutroneid, on sama element, on need elemendi erinevad isotoobid. Erinevalt prootonite arvust elemendis, mis ei muutu kunagi, võib neutronite arv antud elemendi aatomites varieeruda, seega tuleb elemendi keskmine aatommass esitada kümnendarvuna kahe täisarvu vahel.
- Neutronite arvu saab määrata elemendi isotoobi määramisega. Näiteks süsinik-14 on süsinik-12 looduslikult esinev radioaktiivne isotoop. Sageli näete ülaosas (ülaindeks) enne elemendi sümbolit väikese arvu isotoope: 14C. Neutronite arv arvutatakse isotoopide arvust lahutades prootonite arv: 14 - 6 = 8 neutronit.
- Oletame, et süsinikuaatomil, millega me töötame, on kuus neutronit (12C). See on kõige tavalisem süsiniku isotoop, mis moodustab peaaegu 99% kõigist süsinikuaatomitest. Kuid umbes 1% süsinikuaatomitest sisaldab 7 neutronit (13C). Teist tüüpi süsinikuaatomeid, milles on rohkem või vähem kui 6 või 7 neutronit, on väga vähe.
Samm 3. Liitke kokku prootonite ja neutronite arv
See on aatomi aatommass. Ärge muretsege tuuma ümber tiirlevate elektronide arvu pärast - kombineeritud mass on nii väike, et enamikul praktilistel juhtudel ei mõjuta see mass teie vastust.
- Meie süsinikuaatomil on 6 prootonit + 6 neutronit = 12. Selle konkreetse süsinikuaatomi aatommass on 12. Kui aga aatom on süsinik-13 isotoop, teame, et aatomil on 6 prootonit + 7 neutronit = aatommass 13st.
- Süsinik-13 tegelik aatommass on 13 003355 ja see kaal on täpsem, kuna see määrati eksperimentaalselt.
- Aatommass on peaaegu võrdne elemendi isotoopide arvuga. Põhiarvutuse eesmärgil on isotoopide arv võrdne aatommassiga. Eksperimentaalsel määramisel on aatommass pisut suurem kui isotoopide arv elektronide väga väikese massipanuse tõttu.
Meetod 3/3: elemendi suhtelise aatommassi (aatommassi) arvutamine
Samm 1. Määrake proovis esinevad isotoobid
Keemikud määravad proovis sageli suhtelised isotoopide proportsioonid, kasutades spetsiaalset instrumenti, mida nimetatakse massispektromeetriks. Kuid õpilastele ja kolledži üliõpilastele mõeldud keemiaõpetuses antakse see teave teile sageli koolikatsetes jms, teaduskirjanduses määratud hinnete näol.
Oletame, et töötame isotoopidega süsinik-12 ja süsinik-13
Etapp 2. Määrake proovis iga isotoobi suhteline arvukus
Antud elemendis esinevad erinevad isotoobid erinevates proportsioonides. Seda proportsiooni tähistatakse peaaegu alati protsendina. Mõnedel isotoopidel on väga levinud proportsioonid, teistel aga äärmiselt harva - mõnikord nii harva, et need proportsioonid on vaevu tuvastatavad. Seda teavet saab määrata massispektromeetria abil või teatmeteostest.
Oletame, et süsinik-12 on 99% ja süsinik-13 on 1%. Teisi süsiniku isotoope on küll olemas, kuid nii väikestes kogustes, et neid võib antud näiteülesandes tähelepanuta jätta
Samm 3. Korrutage iga isotoobi aatommass selle osaga proovis
Korrutage iga isotoobi aatommass selle arvukuse protsendiga (kirjutatud kümnendkohaga). Protsendi teisendamiseks kümnendkohaks jagage see lihtsalt 100 -ga. Kümnendkohaks teisendatud protsentide arv on alati 1.
- Meie proov sisaldab süsinik-12 ja süsinik-13. Kui süsinik-12 moodustab 99% proovist ja süsinik-13 moodustab 1% proovist, korrutage 12 (süsinik-12 aatommass) 0,99-ga ja 13 (süsinik-13 aatommass) 0,01-ga.
- Teatmikud annavad teile protsendi proportsioonid, mis põhinevad elemendi isotoopide kõigil teadaolevatel kogustel. Enamik keemiaõpikuid sisaldab seda teavet raamatu tagaküljel olevas tabelis. Massispektromeeter võib määrata ka testitava proovi osakaalu.
Samm 4. Lisage tulemused
Lisage eelmises etapis tehtud korrutamistulemused. Selle summa tulemus on teie elemendi suhteline aatommass - teie elemendi isotoopide aatommasside keskmine. Kui käsitleda elemente üldiselt, mitte elemendi konkreetseid isotoope, kasutatakse seda väärtust.
