Die durchschnittliche Atommasse ist kein direktes Maß für ein einzelnes Atom. Diese Masse ist die durchschnittliche Masse pro Atom einer allgemeinen Probe eines bestimmten Elements. Wenn Sie die Masse eines einzelnen Milliardstels eines Atoms berechnen könnten, könnten Sie diesen Wert wie jeden anderen Durchschnitt berechnen. Glücklicherweise gibt es eine einfachere Methode zur Berechnung der Atommasse, die auf bekannten Daten aus den Seltenheiten verschiedener Isotope basiert.
Schritt
Teil 1 von 2: Berechnung der durchschnittlichen Atommasse
Schritt 1. Isotope und Atommassen verstehen
Die meisten Elemente kommen in der Natur in einer Vielzahl von Formen vor, die als Isotope bezeichnet werden. Die Massenzahl jedes Isotops ist die Anzahl der Protonen und Neutronen in seinem Kern. Jedes Proton und Neutron wiegt 1 Atommasseneinheit (amu). Der einzige Unterschied zwischen zwei Isotopen eines Elements ist die Anzahl der Neutronen pro Atom, die sich auf die Atommasse auswirkt. Die Elemente haben jedoch immer die gleiche Anzahl von Protonen.
- Die durchschnittliche Atommasse eines Elements wird durch Variationen in der Anzahl seiner Neutronen beeinflusst und repräsentiert die durchschnittliche Masse pro Atom in einer allgemeinen Probe eines Elements.
- Elementares Silber (Ag) hat beispielsweise 2 natürlich vorkommende Isotope, nämlich Ag-107 und Ag-109 (oder). 107Ag und 109Ag). Isotope werden nach ihrer "Massenzahl" oder der Anzahl der Protonen und Neutronen in einem Atom benannt. Dies bedeutet, dass Ag-109 2 Neutronen mehr hat als Ag-107, sodass seine Masse etwas größer ist.
Schritt 2. Notieren Sie die Masse jedes Isotops
Für jedes Isotop werden 2 Datentypen benötigt. Sie finden diese Daten in Lehrbüchern oder Internetquellen wie webelements.com. Die ersten Daten sind die Atommasse oder die Masse eines Atoms jedes Isotops. Isotope mit mehr Neutronen haben eine größere Masse.
- Zum Beispiel hat das Silberisotop Ag-107 eine Atommasse von 106, 90509 Gymnasium (atomare Masseneinheit). Inzwischen hat das Isotop Ag-109 eine etwas größere Masse, nämlich 108, 90470.
- Die letzten beiden Dezimalstellen können zwischen den Quellen geringfügig abweichen. Fügen Sie nach der Atommasse keine Zahlen in Klammern ein.
Schritt 3. Schreiben Sie die Häufigkeit jedes Isotops auf
Diese Häufigkeit gibt an, wie häufig ein Isotop in Bezug auf einen Prozentsatz aller Atome ist, aus denen ein Element besteht. Jedes Isotop ist proportional zur Häufigkeit des Elements (je größer die Häufigkeit eines Isotops, desto größer die Auswirkung auf die durchschnittliche Atommasse). Sie finden diese Daten in den gleichen Quellen wie die Atommasse. Die Häufigkeit aller Isotope sollte 100 % betragen (obwohl es aufgrund von Rundungsfehlern zu geringfügigen Fehlern kommen kann).
- Das Isotop Ag-107 hat eine Häufigkeit von 51,86 %, während Ag-109 mit einer Häufigkeit von 48,14 % etwas seltener vorkommt. Dies bedeutet, dass die allgemeine Silberprobe aus 51,86 % Ag-107 und 48,14 % Ag-109 besteht.
- Ignorieren Sie alle Isotope, deren Häufigkeit nicht aufgeführt ist. Isotope wie diese kommen auf der Erde natürlich nicht vor.
Schritt 4. Wandeln Sie den Häufigkeitsprozentsatz in eine Dezimalzahl um
Teilen Sie den Häufigkeitsprozentsatz durch 100, um den gleichen Wert in Dezimalzahlen zu erhalten.
Im gleichen Problem ist die Häufigkeitszahl 51,86/100 = 0, 5186 und 48, 14/100 = 0, 4814.
Schritt 5. Ermitteln Sie die gewichtete durchschnittliche Atommasse des stabilen Isotops
Die durchschnittliche Atommasse eines Elements mit einer Anzahl von Isotopen n ist gleich (MasseIsotop 1 * FülleIsotop 1) + (MasseIsotop 2 * FülleIsotop 2) + … + (Massen Isotop * Füllen Isotop . Dies ist ein Beispiel für einen "gewichteten Durchschnitt", was bedeutet, dass je mehr Masse gefunden wird (je größer die Häufigkeit), desto größer der Einfluss auf das Ergebnis. So verwenden Sie die obige Formel für Silber:
-
Durchschnittliche AtommasseAg = (MasseAugust-107 * FülleAugust-107) + (MasseAg-109 * FülleAg-109)
=(106, 90509 * 0, 5186) + (108, 90470 * 0, 4814)
= 55, 4410 + 52, 4267
= 107, 8677 Gymnasium.
- Schauen Sie sich die Elemente im Periodensystem an, um Ihre Antwort zu überprüfen. Die durchschnittliche Atommasse wird normalerweise unter dem Elementsymbol aufgeführt.
Teil 2 von 2: Berechnungsergebnisse verwenden
Schritt 1. Konvertieren Sie die Masse in die Ordnungszahl
Die durchschnittliche Atommasse zeigt die Beziehung zwischen Masse und Ordnungszahl in einer allgemeinen Probe eines Elements. Dies ist in Chemielabors nützlich, da eine direkte Berechnung der Ordnungszahl fast unmöglich ist, aber die Berechnung ihrer Masse ist ziemlich einfach. Sie könnten zum Beispiel eine Silberprobe wiegen und schätzen, dass jede 107,8677 amu ihrer Masse 1 Atom Silber enthält.
Schritt 2. In Molmasse umrechnen
Die atomare Masseneinheit ist sehr klein. Daher wiegen Chemiker Proben in der Regel in Gramm. Glücklicherweise wurde dieses Konzept definiert, um die Konvertierung zu erleichtern. Multiplizieren Sie einfach die durchschnittliche Atommasse mit 1 g/mol (Molmassenkonstante), um die Antwort in g/mol zu erhalten. 107,8677 Gramm Silber enthalten beispielsweise durchschnittlich 1 Mol Silberatome.
Schritt 3. Finden Sie die durchschnittliche Molekülmasse
Da ein Molekül eine Ansammlung von Atomen ist, können Sie die Massen der Atome addieren, um die Molekülmasse zu berechnen. Wenn Sie die durchschnittliche Atommasse (nicht die Masse eines bestimmten Isotops) verwenden, ist das Ergebnis die durchschnittliche Masse der natürlich in der Probe vorkommenden Moleküle. Beispiel:
- Das Wassermolekül hat die chemische Formel H2O. Es besteht also aus 2 Wasserstoffatomen (H) und 1 Sauerstoffatom (O).
- Wasserstoff hat eine durchschnittliche Atommasse von 1.00794 amu. Inzwischen haben Sauerstoffatome eine durchschnittliche Masse von 15.9994 amu.
- Molekulargewicht H2Der mittlere O ist gleich (1.00794)(2) + 15.9994 = 18.01528 amu, entsprechend 18.01528 g/mol.
Tipps
- Der Begriff relative Atommasse wird manchmal als Synonym für durchschnittliche Atommasse verwendet. Es gibt jedoch einen kleinen Unterschied zwischen den beiden, da die relative Atommasse keine Einheiten hat, sondern die Masse relativ zu einem C-12-Kohlenstoffatom darstellt. Sofern Sie bei Ihrer Durchschnittsmassenberechnung atomare Masseneinheiten verwenden, sind diese beiden Werte im Wesentlichen identisch.
- Mit wenigen Ausnahmen haben die Elemente rechts des Periodensystems eine größere durchschnittliche Masse als die Elemente links. Dies kann eine einfache Möglichkeit sein, um zu überprüfen, ob Ihre Antwort sinnvoll ist.
- 1 Atommasseneinheit ist definiert als 1/12 der Masse eines C-12-Kohlenstoffatoms.
- Die Häufigkeit der Isotope wird anhand von Proben berechnet, die natürlich auf der Erde vorkommen. Ungewöhnliche Verbindungen wie Meteoriten oder Laborproben können unterschiedliche Isotopenverhältnisse und damit unterschiedliche durchschnittliche Atommassen aufweisen.
- Die Zahl in Klammern nach der Atommasse repräsentiert die Unsicherheit der letzten Ziffer. Eine Atommasse von 1,0173 (4) bedeutet beispielsweise, dass eine allgemeine Probe von Atomen eine Masse im Bereich von 1,0173 ± 0,0004 hat. Sie müssen diese Zahl nur verwenden, wenn Sie in der Aufgabe dazu aufgefordert werden.
- Verwenden Sie die durchschnittliche Atommasse, wenn Sie Massen mit Elementen und Verbindungen berechnen.
