Slik beregner du gjennomsnittlig atommasse: 8 trinn (med bilder)

Innhold

Trinn
- Del 1 av 2: Beregning av gjennomsnittlig atommasse
- Del 2 av 2: Bruk av resultatet
Tips
Advarsler
Nødvendigheter

Gjennomsnittlig atommasse er ikke en direkte måling av et enkelt atom. I stedet er det gjennomsnittlig masse per atom av en bestemt mengde av et gitt element. Hvis du kan måle massen til milliarder av individuelle atomer, kan du beregne denne verdien på samme måte som gjennomsnittet. Heldigvis finnes det en mer praktisk metode som er avhengig av observert informasjon om sjeldenheten til forskjellige isotoper.

Trinn

Del 1 av 2: Beregning av gjennomsnittlig atommasse

1. Forstå isotoper og atommasser. De fleste grunnstoffer forekommer naturlig i flere former eller isotoper. Den eneste forskjellen mellom to isotoper av samme grunnstoff er antall nøytroner per atom, og dermed atommassen. Den gjennomsnittlige atommassen til et element tar hensyn til disse variasjonene, og gir deg gjennomsnittlig masse per atom i en gitt mengde av det elementet.

For eksempel har grunnstoffet sølv (Ag) to naturlig forekommende isotoper: Ag-107 og Ag-109 (eller Ag og Ag). Isotoper er oppkalt etter "massetallet", eller summen av protoner og nøytroner i ett atom. Dette betyr at Ag-109 har to ekstra nøytroner per atom sammenlignet med Ag-107, og derfor litt mer masse.

Bilde med tittelen Finn gjennomsnittlig atommasse trinn 2

2. Finn massen til hver isotop. Du trenger to typer informasjon for hver isotop, som du kan slå opp i en oppslagsbok eller en nettbasert ressurs, som f.eks webelementer.com. Den første er atommassen, eller massen til et atom av en hvilken som helst isotop. Isotoper med flere nøytroner har mer masse.

For eksempel: For eksempel har isotopen Ag-107 (sølv) en atommasse på 106,90509 amuse (atommasseenhet). Isotopen Ag-109 er litt tyngre med en masse på 108,90470.

De siste desimalene kan være litt forskjellige avhengig av kilden. Ikke ta med tall i parentes etter messen.

Bilde med tittelen Finn gjennomsnittlig atommasse trinn 3

3. Skriv ned overfloden av hver isotop. Dette målet forteller deg hvor vanlig isotopen er (som en prosentandel av alle atomene i elementet). Du finner dette i samme kilde der du fant massene. Antall isotoper må summere seg til 100 % (selv om det kan være litt mindre på grunn av avrundingsfeil).

Isotopen Ag-107 har en prosentandel på 5,86 %. AG-109 er litt mindre vanlig med en rate på 48,14 %. Dette betyr at en bestemt mengde sølv inneholder 51,86 % Ag-107 og 48,14 % Ag-109.

Ignorer alle isotoper uten å spesifisere prosenten. Disse isotopene forekommer ikke naturlig på jorden.

Bilde med tittelen Finn gjennomsnittlig atommasse trinn 4

4. Konverter prosenter til desimaler. Del prosentandelen av en isotop med 100 for desimalverdien.

I eksempeloppgaven er prosentene: 51,86 / 100 = 0,5186 og 48,14 / 100 = 0,4814.

Bilde med tittelen Finn gjennomsnittlig atommasse trinn 5

5. Bestem det veide gjennomsnittet av massene. Den gjennomsnittlige atommassen til et grunnstoff med n isotoper er lik (masse_{isotop 1} * prosentandel_{isotop 1}) + (masse_{isotop 2} * prosentandel_{isotop 2}) + ... + (masse_{isotop n} * prosentandel_{isotop n}. Dette er et eksempel på et "vektet gjennomsnitt", som betyr at de mer vanlige (mer rikelige) massene har større effekt på resultatet. Slik bruker du denne formelen for sølv:

Gjennomsnittlig atommasse_Ag = (masse_Ag-107 * prosentandel_Ag-107) + (masse_Ag-109 * prosentandel_Ag-109)
=(106,90509 * 0,5186) + (108,90470 * 0,4814)
= 55,4410 + 52,4267
= 107,8677 amu.

Slå opp elementet i det periodiske systemet for å sjekke svaret ditt. Den gjennomsnittlige atommassen er vanligvis skrevet under elementsymbolet.

Del 2 av 2: Bruk av resultatet

Bilde med tittelen Finn gjennomsnittlig atommasse trinn 6

1. Konverter masse til antall atomer. Den gjennomsnittlige atommassen forteller deg forholdet mellom massen og antall atomer i en bestemt mengde av grunnstoffet. Dette er nyttig i eksperimentell kjemi, siden det er nesten umulig å telle individuelle atomer, men lett å måle masse. For eksempel kan du veie en prøve av sølv og forutsi at hver masse på 107,8677 amu inneholder ett sølvatom.

Bilde med tittelen Finn gjennomsnittlig atommasse trinn 7

2. Konverter til molar masse. Atommasseenheter er veldig små, så kjemikere veier vanligvis mengder atomer i gram. Heldigvis er disse begrepene definert for å gjøre konverteringen så enkel som mulig. Du trenger bare å multiplisere den gjennomsnittlige atommassen med 1 g/mol (molar massekonstanten) for et svar i g/mol. For eksempel inneholder 107,8677 gram sølv i gjennomsnitt én mol sølvatomer.

Bilde med tittelen Finn gjennomsnittlig atommasse trinn 8

3. Bestem gjennomsnittlig molekylmasse. Siden et molekyl ganske enkelt er en samling av atomer, kan du legge massene til atomene sammen for å bestemme massen til molekylet. Hvis du bruker den gjennomsnittlige atommassen (i stedet for massen til en bestemt isotop), er svaret den gjennomsnittlige molekylmassen som finnes i en naturlig forekommende mengde. Her er et eksempel:

Et vannmolekyl har den kjemiske formelen H₂O, og inneholder dermed to hydrogenatomer (H) og ett oksygenatom (O).

Hydrogen har en gjennomsnittlig atommasse på 1,00794 amu. Oksygenatomer har en gjennomsnittlig masse på 15,9994 amu.

Gjennomsnittlig masse av et molekyl av H₂O er lik (1,00794)(2) + 15,9994 = 18,01528 amu, ekvivalent med 18,01528 g/mol.

Tips

Begrepet relativ atommasse brukes noen ganger som et synonym for gjennomsnittlig atommasse. Det er imidlertid en liten forskjell siden den relative atommassen ikke har noen enheter; det er et mål på massen i forhold til C-12 karbonatomet. Men så lenge du bruker atommasseenheter i gjennomsnittlig masseberegning, er de to verdiene numerisk identiske.
Tallet i parentes etter en atommasse er usikkerheten til det endelige tallet. For eksempel: En atommasse på 1,0173(4) betyr at typiske prøver har en feilmargin på ±0,0004. Du trenger ikke å ta hensyn til dette med mindre problemet krever det.
Med sjeldne unntak har grunnstoffer lenger ned i det periodiske system en høyere gjennomsnittlig masse enn grunnstoffene før dem. Dette er en rask måte å sjekke om svarene dine gir mening.
1 atommasseenhet er definert som 1/12 av massen til et C-12 karbonatom.
Forekomsten av isotoper er basert på prøver som forekommer naturlig på jorden. Uvanlige stoffer, som en meteoritt eller en prøve laget i et laboratorium, kan ha forskjellige isotopforhold og dermed en annen gjennomsnittlig atommasse.

Advarsler

Atommasser er nesten alltid representert som en atommasseenhet (amu eller u) (også kalt Dalton eller Da). Sett aldri en annen masseenhet (som kg) etter et tall uten å konvertere det.