Keskmine aatommass ei ole ühe aatomi otsene mõõt. See mass on konkreetse elemendi üldproovi keskmine mass aatomi kohta. Kui saaksite arvutada ühe miljardi aatomi massi, saaksite selle väärtuse arvutada samamoodi nagu iga teise keskmise. Õnneks on aatommassi arvutamiseks lihtsam viis, mis põhineb erinevate isotoopide harulduste teadaolevatel andmetel.
Samm
Osa 1: 2: Keskmise aatommassi arvutamine
Samm 1. Mõistke isotoope ja aatommasse
Enamik elemente esineb looduslikult erinevates vormides, mida nimetatakse isotoopideks. Iga isotoobi massiarv on prootonite ja neutronite arv selle tuumas. Iga prooton ja neutron kaalub 1 aatommassiühikut (amu). Ainus erinevus elemendi kahe isotoobi vahel on neutronite arv aatomi kohta, mis mõjutab aatommassi. Kuid elementidel on alati sama arv prootoneid.
- Elemendi keskmist aatommassi mõjutavad selle neutronite arvu kõikumised ja see tähistab elemendi üldproovi keskmist massi aatomi kohta.
- Näiteks elementaarsel hõbedal (Ag) on 2 looduslikult esinevat isotoopi, nimelt Ag-107 ja Ag-109 (või). 107Ag ja 109Ag). Isotoope nimetatakse nende "massiarvu" või aatomi prootonite ja neutronite arvu järgi. See tähendab, et Ag-109-l on 2 neutronit rohkem kui Ag-107, seega on selle mass veidi suurem.
Samm 2. Märkige iga isotoobi mass
Iga isotoobi jaoks on vaja kahte tüüpi andmeid. Need andmed leiate õpikutest või Interneti -allikatest, näiteks webelements.com. Esimesed andmed on aatommass või iga isotoobi ühe aatomi mass. Isotoopidel, millel on rohkem neutroneid, on suurem mass.
- Näiteks hõbedase isotoobi Ag-107 aatommass on 106, 90509 keskkool (aatommassiühik). Vahepeal on isotoobi Ag-109 mass veidi suurem, nimelt 108, 90470.
- Kaks viimast kohta pärast koma võivad allikate lõikes veidi erineda. Ärge lisage aatommassi järel sulgudes ühtegi numbrit.
Samm 3. Kirjutage üles iga isotoobi arvukus
See arvukus näitab, kui levinud on isotoop protsentuaalselt kõigist elementi moodustavatest aatomitest. Iga isotoop on võrdeline elemendi arvukusega (mida suurem on isotoobi arvukus, seda suurem on mõju keskmisele aatommassile). Need andmed leiate samadest allikatest kui aatommass. Kõigi isotoopide arvukus peaks olema 100% (kuigi ümardamisvigade tõttu võib esineda väike viga).
- Isotoobi Ag-107 arvukus on 51,86%, samas kui Ag-109 on veidi vähem levinud, arvukus 48,14%. See tähendab, et hõbeda üldproov sisaldab 51,86% Ag-107 ja 48,14% Ag-109.
- Ignoreerige kõiki isotoope, mille arvukust pole loetletud. Selliseid isotoope Maal looduslikult ei esine.
Samm 4. Teisendage arvukuse protsent kümnendarvuks
Jagage arvukusprotsent 100 -ga, et saada sama väärtus kümnendarvudena.
Samas probleemis on arvukus 51,86/100 = 0, 5186 ja 48, 14/100 = 0, 4814.
Samm 5. Leidke stabiilse isotoobi kaalutud keskmine aatommass
Isotoopide arvu n elemendi keskmine aatommass on võrdne (massisotoop 1 * arvukusisotoop 1) + (massisotoop 2 * arvukusisotoop 2) +… + (Massn isotoop * arvukusn isotoop . See on näide "kaalutud keskmisest", mis tähendab, et mida rohkem leitud massi (seda suurem arvukus), seda suurem on mõju tulemusele. Siin on, kuidas kasutada ülaltoodud valemit hõbeda puhul:
-
Keskmine aatommassAg = (massAugust-107 * arvukusAugust-107) + (massAg-109 * arvukusAg-109)
=(106, 90509 * 0, 5186) + (108, 90470 * 0, 4814)
= 55, 4410 + 52, 4267
= 107, 8677 keskkool.
- Vastuse kontrollimiseks vaadake perioodilisustabeli elemente. Keskmine aatommass on tavaliselt loetletud elemendi sümboli all.
Osa 2: Arvutamistulemuste kasutamine
Samm 1. Teisendage mass aatomnumbriks
Keskmine aatommass näitab massi ja aatomnumbri vahelist seost elemendi üldproovis. See on kasulik keemialaborites, kuna aatomnumbri otsene arvutamine on peaaegu võimatu, kuid selle massi arvutamine on üsna lihtne. Näiteks võite kaaluda hõbedaproovi ja arvata, et iga 107,8677 amu selle massist sisaldab 1 aatomit hõbedat.
Samm 2. Teisendage molaarmassiks
Aatommassiühik on väga väike. Seega kaaluvad keemikud proovid üldiselt grammides. Õnneks määratleti see mõiste ümberkujundamise hõlbustamiseks. Lihtsalt korrutage keskmine aatommass 1 g/mol (molaarmassi konstant), et saada vastus g/mol. Näiteks 107,8677 grammi hõbedat sisaldab keskmiselt 1 mooli hõbedaatomeid.
Samm 3. Leidke keskmine molekulmass
Kuna molekul on aatomite kogum, saate molekulmassi arvutamiseks liita kokku aatomite massid. Kui kasutate keskmist aatommassi (mitte konkreetse isotoobi massi), on tulemuseks proovis looduslikult leiduvate molekulide keskmine mass. Näide:
- Veemolekulil on keemiline valem H2O. Niisiis, see koosneb 2 vesinikuaatomist (H) ja 1 hapniku aatomist (O).
- Vesiniku keskmine aatommass on 1,00794 amu. Vahepeal on hapniku aatomite keskmine mass 15 9994 amu.
- Molekulmass H2Keskmine O on (1,00794) (2) + 15,9994 = 18,01528 amu, mis vastab 18,01528 g/mol.
Näpunäiteid
- Mõistet suhteline aatommass kasutatakse mõnikord keskmise aatommassi sünonüümina. Siiski on nende kahe vahel väike erinevus, kuna suhtelisel aatommassil pole ühikuid, vaid see tähistab massi C-12 süsinikuaatomi suhtes. Kui kasutate oma keskmise massi arvutamisel aatommassiühikuid, on need kaks väärtust sisuliselt identsed.
- Mõne erilise erandiga on perioodilisustabelist paremal asuvate elementide keskmine mass suurem kui vasakul. See võib olla lihtne viis kontrollida, kas teie vastus on mõttekas.
- 1 aatommassiühik on määratletud kui 1/12 ühe C-12 süsinikuaatomi massist.
- Isotoopide arvukus arvutatakse Maal looduslikult esinevate proovide põhjal. Ebatavalistel ühenditel, nagu meteoriidid või laboriproovid, võib olla erinev isotoopide suhe ja sellest tulenevalt erinev keskmine aatommass.
- Sulgudes olev number aatomimassi järel tähistab viimase numbri määramatust. Näiteks aatommass 1,0173 (4) tähendab, et aatomite üldproovi mass on vahemikus 1,0173 ± 0,0004. Te ei pea seda arvu kasutama, kui probleemis seda ei paluta.
- Elementide ja ühendite masside arvutamisel kasutage keskmist aatommassi.
