Atommasse ist die Summe aller Protonen, Neutronen und Elektronen in einem einzelnen Atom oder Molekül. Die Masse eines Elektrons ist so klein, dass sie vernachlässigt und nicht berücksichtigt werden kann. Obwohl technisch falsch, wird der Begriff Atommasse oft auch verwendet, um sich auf die durchschnittliche Atommasse aller Isotope eines Elements zu beziehen. Diese zweite Definition ist eigentlich die relative Atommasse, die auch als. bekannt ist atomares Gewicht ein Element. Das Atomgewicht berücksichtigt die durchschnittliche Masse natürlich vorkommender Isotope desselben Elements. Chemiker müssen zwischen diesen beiden Arten von Atommassen unterscheiden, um ihre Arbeit zu leiten – zum Beispiel kann ein falscher Atommassenwert zu falschen Berechnungen von experimentellen Ergebnissen führen.
Schritt
Methode 1 von 3: Lesen der Atommasse im Periodensystem
Schritt 1. Verstehen Sie, wie die Atommasse dargestellt wird
Atommasse ist die Masse eines Atoms oder Moleküls. Die Atommasse kann in Standard-SI-Masseneinheiten ausgedrückt werden – Gramm, Kilogramm usw. Da die Atommasse in diesen Einheiten jedoch sehr klein ist, wird die Atommasse oft in zusammengesetzten Atommasseneinheiten (normalerweise abgekürzt u oder amu) ausgedrückt. Der Standard für eine atomare Masseneinheit ist 1/12 der Masse des Standard-Kohlenstoff-12-Isotops.
Die atomare Masseneinheit drückt die Masse eines Mols eines Elements oder Moleküls in Gramm aus. Dies ist eine sehr nützliche Eigenschaft in praktischen Berechnungen, da diese Einheit es einfach macht, zwischen Massen und Molen von Mengen von Atomen oder Molekülen gleicher Art umzurechnen
Schritt 2. Finden Sie die Atommasse im Periodensystem
Die meisten Periodentabellen führen die relative Atommasse (Atomgewicht) jedes Elements auf. Diese Masse wird fast immer als Zahl am unteren Rand des Elementrasters in der Tabelle aufgeführt, unter einem chemischen Symbol mit einem oder zwei Buchstaben. Diese Zahl wird normalerweise als Dezimalzahl und nicht als ganze Zahl dargestellt.
- Beachten Sie, dass die im Periodensystem aufgeführten relativen Atommassen die Durchschnittswerte der verwandten Elemente sind. Chemische Elemente haben unterschiedliche Isotope – chemische Formen, die aufgrund der Addition oder Subtraktion eines oder mehrerer Neutronen vom Atomkern unterschiedliche Massen haben. Somit kann die im Periodensystem aufgeführte relative Atommasse als Mittelwert für die Atome eines bestimmten Elements verwendet werden, aber Nein als die Masse eines einzelnen Atoms des Elements.
- Relative Atommassen, wie sie im Periodensystem vorkommen, werden verwendet, um die Molmassen von Atomen und Molekülen zu berechnen. Atommasse, wenn sie in amu wie im Periodensystem dargestellt wird, hat technisch gesehen keine Einheiten. Wenn wir jedoch die Atommasse mit 1 g/mol multiplizieren, erhalten wir eine Größe, die für die Molmasse des Elements verwendet werden kann – die Masse (in Gramm) eines Mols eines Atoms des Elements.
Schritt 3. Verstehen Sie, dass die Werte im Periodensystem die durchschnittlichen Atommassen für ein Element sind
Wie bereits erläutert, ist die für jedes Element im Periodensystem aufgeführte relative Atommasse der Mittelwert aller Isotope des Atoms. Dieser Mittelwert ist für viele praktische Berechnungen wichtig – zum Beispiel für die Berechnung der Molmasse eines aus mehreren Atomen bestehenden Moleküls. Bei der Arbeit mit einzelnen Atomen reicht diese Zahl jedoch manchmal nicht aus.
- Der Wert im Periodensystem ist kein exakter Wert für eine einzelne Atommasse, da er ein Durchschnitt mehrerer verschiedener Isotopentypen ist.
- Die Atommassen für einzelne Atome müssen unter Berücksichtigung der genauen Anzahl von Protonen und Neutronen in einem einzelnen Atom berechnet werden.
Methode 2 von 3: Berechnung der Atommasse für einzelne Atome
Schritt 1. Finden Sie die Ordnungszahl des Elements oder Isotops
Die Ordnungszahl ist die Anzahl der Protonen in einem Element und hat keine unterschiedliche Anzahl. Zum Beispiel haben alle Wasserstoffatome und nur Wasserstoffatome ein Proton. Natrium hat die Ordnungszahl 11, weil sein Kern elf Protonen hat, während Sauerstoff die Ordnungszahl 8 hat, weil sein Kern acht Protonen hat. Sie können die Ordnungszahl jedes Elements im Periodensystem finden – in fast jedem Standard-Periodensystem. Die Ordnungszahl ist die Zahl über dem chemischen Symbol, die aus einem oder zwei Buchstaben besteht. Diese Zahl ist immer eine positive ganze Zahl.
- Angenommen, wir arbeiten mit Kohlenstoffatomen. Kohlenstoff hat immer sechs Protonen. Wir wissen also, dass seine Ordnungszahl 6 ist. Wir sehen auch im Periodensystem, dass das Kästchen für Kohlenstoff (C) oben die Zahl „6“hat, was anzeigt, dass die Ordnungszahl von Kohlenstoff sechs ist.
- Beachten Sie, dass die Ordnungszahl eines Elements keinen direkten Einfluss auf seine relative Atommasse hat, wie sie im Periodensystem steht. Während es wahrscheinlich erscheint, dass die Atommasse eines Atoms das Doppelte seiner Ordnungszahl ist (insbesondere bei Elementen an der Spitze des Periodensystems), wird die Atommasse niemals durch Multiplizieren der Ordnungszahl eines Elements mit zwei berechnet.
Schritt 2. Bestimmen Sie die Anzahl der Neutronen im Kern
Die Anzahl der Neutronen kann für Atome eines bestimmten Elements variieren. Obwohl zwei Atome mit der gleichen Anzahl von Protonen und einer unterschiedlichen Anzahl von Neutronen das gleiche Element sind, sind sie verschiedene Isotope des Elements. Anders als die Anzahl der Protonen in einem Element, die sich nie ändert, kann die Anzahl der Neutronen in den Atomen eines bestimmten Elements variieren, so dass die durchschnittliche Atommasse des Elements als Dezimalwert zwischen zwei ganzen Zahlen dargestellt werden muss.
- Die Anzahl der Neutronen kann durch die Bestimmung des Isotops eines Elements bestimmt werden. Kohlenstoff-14 ist beispielsweise ein natürlich vorkommendes radioaktives Isotop von Kohlenstoff-12. Häufig werden Isotope mit einer kleinen Zahl oben (hochgestellt) vor dem Elementsymbol angezeigt: 14C. Die Neutronenzahl errechnet sich durch Subtraktion der Protonenzahl von der Isotopenzahl: 14 – 6 = 8 Neutronen.
- Angenommen, das Kohlenstoffatom, mit dem wir arbeiten, hat sechs Neutronen (12C). Es ist das häufigste Isotop des Kohlenstoffs und macht fast 99% aller Kohlenstoffatome aus. Etwa 1% der Kohlenstoffatome haben jedoch 7 Neutronen (13C). Die anderen Arten von Kohlenstoffatomen, die mehr oder weniger als 6 oder 7 Neutronen aufweisen, sind sehr gering.
Schritt 3. Addieren Sie die Protonen- und Neutronenzahlen
Dies ist die Atommasse des Atoms. Machen Sie sich keine Sorgen über die Anzahl der Elektronen, die den Kern umkreisen – die kombinierte Masse ist so gering, dass diese Masse in den meisten praktischen Fällen Ihre Antwort nicht wirklich beeinflusst.
- Unser Kohlenstoffatom hat 6 Protonen + 6 Neutronen = 12. Die Atommasse dieses speziellen Kohlenstoffatoms beträgt 12. Wenn das Atom jedoch ein Isotop von Kohlenstoff-13 ist, wissen wir, dass das Atom 6 Protonen + 7 Neutronen hat = Atomgewicht von 13.
- Das tatsächliche Atomgewicht von Kohlenstoff-13 beträgt 13.003355, und dieses Gewicht ist genauer, da es experimentell bestimmt wurde.
- Die Atommasse ist fast gleich der Anzahl der Isotope eines Elements. Für grundlegende Berechnungszwecke ist die Anzahl der Isotope gleich der Atommasse. Bei experimenteller Bestimmung ist die Atommasse aufgrund des sehr geringen Massenbeitrags der Elektronen etwas größer als die Anzahl der Isotope.
Methode 3 von 3: Berechnung der relativen Atommasse (Atomgewicht) eines Elements
Schritt 1. Bestimmen Sie die in der Probe vorhandenen Isotope
Chemiker bestimmen oft die relativen Isotopenanteile in einer Probe mit einem speziellen Instrument namens Massenspektrometer. Im Chemieunterricht für Studenten und Studenten werden Ihnen diese Informationen jedoch oft in Form von Noten, die in der wissenschaftlichen Literatur ermittelt wurden, in Schulprüfungen etc.
Nehmen wir an, wir arbeiten für unsere Zwecke mit den Isotopen Kohlenstoff-12 und Kohlenstoff-13
Schritt 2. Bestimmen Sie die relative Häufigkeit jedes Isotops in der Probe
In einem gegebenen Element kommen verschiedene Isotope in unterschiedlichen Anteilen vor. Dieser Anteil wird fast immer in Prozent angegeben. Einige Isotope haben sehr häufige Proportionen, während andere extrem selten sind – manchmal so selten, dass diese Proportionen kaum nachweisbar sind. Diese Informationen können durch Massenspektrometrie oder aus Nachschlagewerken ermittelt werden.
Angenommen, die Häufigkeit von Kohlenstoff-12 beträgt 99% und die Häufigkeit von Kohlenstoff-13 beträgt 1%. Andere Kohlenstoffisotope existieren zwar, aber in so geringen Mengen, dass sie in diesem Beispielproblem vernachlässigt werden können
Schritt 3. Multiplizieren Sie die Atommasse jedes Isotops mit seinem Anteil in der Probe
Multiplizieren Sie die Atommasse jedes Isotops mit seiner prozentualen Häufigkeit (in Dezimalform geschrieben). Um einen Prozentsatz in eine Dezimalzahl umzuwandeln, teilen Sie den Prozentsatz einfach durch 100. Die Anzahl der Prozentsätze, die in eine Dezimalzahl umgewandelt wurden, ist immer 1.
- Unsere Probe enthält Kohlenstoff-12 und Kohlenstoff-13. Wenn Kohlenstoff-12 99% der Probe und Kohlenstoff-13 1% der Probe ausmacht, multiplizieren Sie 12 (Atommasse von Kohlenstoff-12) mit 0,99 und 13 (Atommasse von Kohlenstoff-13) mit 0,01.
- Nachschlagewerke geben Ihnen prozentuale Anteile basierend auf allen bekannten Mengen der Isotope eines Elements. Die meisten Chemielehrbücher enthalten diese Informationen in einer Tabelle am Ende des Buches. Das Massenspektrometer kann auch den Anteil der zu testenden Probe bestimmen.
Schritt 4. Addieren Sie die Ergebnisse
Addieren Sie die Multiplikationsergebnisse, die Sie im vorherigen Schritt gemacht haben. Das Ergebnis dieser Summe ist die relative Atommasse Ihres Elements – der Durchschnitt der Atommassen der Isotope Ihres Elements. Bei der Diskussion von Elementen im Allgemeinen und nicht von spezifischen Isotopen des Elements wird dieser Wert verwendet.
