Innehåll

• Steg
• Råd
• Varning
• Vad du behöver

Den genomsnittliga massatomen är inte ett direkt mått på en atommassa. Istället är detta den genomsnittliga massan per atom från ett typiskt prov av elementet. Om du kan mäta massorna av miljarder enskilda atomer kan du ta reda på det genom att beräkna deras genomsnitt. Vi har en mer praktisk metod som baseras på information om de olika isotoperna hos det kemiska elementet.

Steg

Del 1 av 2: Beräkna den genomsnittliga massatomen

1. 

   Förstå isotoper och massatomer. I naturen finns de flesta element i många former eller isotoper. Den enda skillnaden mellan två isotoper av samma element är antalet neutroner i atomen, vars antal neutroner påverkar massatomen. Beräkning av den genomsnittliga massatomen tar hänsyn till effekten av denna skillnad och berättar för dig att den genomsnittliga massan för varje atom i ett prov av dessa atomer.
   • Element silver (Ag) har till exempel två naturliga isotoper: Ag-107 och Ag-109 (eller Ag och Ag). Isotopen är uppkallad efter "massnummer", eller summan av antalet protoner och antalet neutroner i en atom. Det betyder att Ag-109 har två fler neutroner än Ag-107, så dess atom är lite tyngre.

2. 

   
   
   Hitta massan av varje isotop. Du behöver två bitar av information för varje isotop, du kan slå upp dem i referensböcker eller slå upp online, till exempel webelements.com. Den första är massatomen eller atommassan för varje isotop. Isotoper med fler neutroner har mer massa.
   • Till exempel har silverisotopen Ag-107 massatomen 106.90509 amu (enheten av en kubisk atom). Isotopen Ag-109 är lite tyngre med massan av 108,90470.
   • Paret decimaler i slutet kan skilja sig något i dokumenten. Skriv inte några siffror inom parentes efter massan.

3. 

   
   
   Skriv ner den naturliga överlevnadsgraden för varje isotop. Detta förhållande indikerar isotopens prevalens, i procent av elementets totala atomer. Du hittar denna information i samma dokument med en kubisk atom på den. Den naturliga överlevnaden för alla isotoper bör vara 100% (även om den kan skilja sig något på grund av fel i avrundningen).
   • Ag-107 isotopen har förhållandet 51,86%. Isotopen Ag-109 är mindre vanlig med en hastighet på 48,14%. Det betyder att ett normalt silverprov har 51,86% Ag-107 och 48,14% Ag-109.
   • Eventuella isotoper som inte har denna överlevnadsgrad ignoreras. Dessa isotoper finns inte naturligt på jorden.

4. 

   
   
   Konvertera isotopprocenten till ett decimaltal. Dela detta förhållande med 100 ger samma värde som ett decimal.
   • I silverprovet ovan är förhållandet mellan isotoper 51,86 / 100 = 0,5186 och 48,14 / 100 = 0,4814.

5. 

   Hitta den genomsnittliga kubiska atomen. Den genomsnittliga massatomen för ett element har n isotoper lika (Atomic Block_{Isotop 1} * förhållande_{Isotop 1}) + (atommassa_{Isotop 2} * förhållande_{Isotop 2}) + ... + (atommassa_{isotoper n} * förhållande_{isotoper n}. Detta är ett exempel på en "genomsnittlig massa", vilket innebär att ju högre isotopens överlevnadsgrad är, desto större är dess effekt på resultatet. Så här använder du denna formel för silver:
   • Medium massa atom_Ag = (kubisk atom_Ag-107 * förhållande_Ag-107) + (atommassa_Ag-109 * förhållande_Ag-109)
     =(106,90509 * 0,5186) + (108,90470 * 0,4814)
     = 55,4410 + 52,4267
     = 107,8677 amu.
   • Hitta det elementet i det periodiska systemet för att kontrollera resultaten. Den genomsnittliga kubiska atomen skrivs alltid under elementets kemiska symbol.
   annons

Del 2 av 2: Använda resultat

1. 

   Konvertera massa till atomnummer. Den genomsnittliga massatomen visar förhållandet mellan massa och antalet atomer i ett typiskt prov av det elementet. Detta är mycket användbart i kemiska laboratorier eftersom det är nästan omöjligt att noggrant räkna atomer, men massor är lätta att bestämma. Du kan till exempel väga ett silverprov och veta att det kommer att finnas en silveratom för varje 107 8667 amu.

2. 

   Konvertera till molär massa. Atommasseenheten är mycket liten, så kemister använder ofta gramenheten för massa. Lyckligtvis har vi definitioner av dessa begrepp så omvandlingen ska vara enkel. Multiplicera bara den genomsnittliga massatomen med 1 g / mol (molmassakonstant) för att få ett resultat i g / mol. Till exempel innehåller 107 8677 gram silver en mol silveratomer.

3. 

   Hitta den genomsnittliga molekylmassan. Eftersom en molekyl är en samling atomer kan du lägga till massan av alla atomer för att hitta molekylmassan. Om du använde en genomsnittlig massatom (istället för massan av en viss isotop) skulle resultatet bli den genomsnittliga molekylmassan för ett prov i naturen. Här är ett exempel:
   • En vattenmolekyl har den kemiska formeln H₂O innehåller två väteatomer (H) och en syre (O) -atom.
   • Väte har en genomsnittlig massatom på 1 00794 amu. Syre har en genomsnittlig atommassa på 159994 amu.
   • Så den genomsnittliga molekylmassan för H₂O är lika med (1,00794) (2) + 15,9994 = 18,01528 amu, vilket motsvarar 18,01528 g / mol.
   annons

Råd

• Begreppet relativ atommassa används ibland också med en genomsnittlig massatom. Det finns en liten skillnad eftersom atommassan är relativt un enhet; det är ett mått på massan i förhållande till en kol-12-atom. Så länge du använder atommasseenheten i den genomsnittliga kubiska atomberäkningen är dessa två värden desamma.
• Siffran inom parentes efter den kubiska atomen berättar för oss felet. Till exempel betyder massatom 1.0173 (4) att elementets normala atom har ett massområde av ca 1.0173 ± 0.0004. Du behöver inte skaffa detta nummer om det inte begärs.
• I det periodiska systemet är den genomsnittliga kubiska atomen för följande element större än den före den, med få undantag. Här är ett snabbt sätt att kontrollera dina resultat.
• 1 atommasseenhet är 1/12 massan av en kol-12-atom.
• Isotopöverlevnadsgraden beräknas enligt typiska naturligt förekommande mönster på jorden. Icke-naturligt förekommande ämnen som meteoriter eller en som produceras i ett laboratorium kan ha olika isotopförhållanden, så den genomsnittliga massatomen är också annorlunda.

Varning

• Massatomer skrivs alltid i atommasseenheter (amu eller u), ibland kallade dalton (Da). Skriv aldrig en annan massaenhet (till exempel ett kilogram) efter detta nummer utan att ändra det.

Vad du behöver

• Penna
• Papper
• Bärbar dator
• Uppgifter om isotopöverlevnad i naturen.
• Mass-atomenhetsdata för isotoper.