Die durchschnittliche Atommasse berechnen: 8 Schritte (mit Bildern)

Schritte
- Teil 1 von 2: Berechnung der durchschnittlichen Atommasse
- Teil2 von 2: Das Ergebnis verwenden
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Notwendigkeiten

Die durchschnittliche Atommasse ist keine direkte Messung eines einzelnen Atoms. Stattdessen ist es die durchschnittliche Masse pro Atom einer bestimmten Menge eines gegebenen Elements. Wenn Sie die Masse von Milliarden einzelner Atome messen können, könnten Sie diesen Wert wie den Durchschnitt berechnen. Glücklicherweise gibt es eine praktischere Methode, die auf beobachteten Informationen über die Seltenheit verschiedener Isotope beruht.

Schritte

Teil 1 von 2: Berechnung der durchschnittlichen Atommasse

Bildtitel Find Average Atomic Mass Step 1

1. Isotope und Atommassen verstehen. Die meisten Elemente kommen in der Natur in mehreren Formen oder Isotopen vor. Der einzige Unterschied zwischen zwei Isotopen desselben Elements ist die Anzahl der Neutronen pro Atom und damit die Atommasse. Die durchschnittliche Atommasse eines Elements berücksichtigt diese Schwankungen und gibt Ihnen die durchschnittliche Masse pro Atom in einer bestimmten Menge dieses Elements an.

Zum Beispiel hat das Element Silber (Ag) zwei natürlich vorkommende Isotope: Ag-107 und Ag-109 (oder Ag und Ag). Isotope werden nach der "Massenzahl" oder der Summe von Protonen und Neutronen in einem Atom benannt. Dies bedeutet, dass Ag-109 im Vergleich zu Ag-107 zwei zusätzliche Neutronen pro Atom hat und daher etwas mehr Masse.

Bildtitel Find Average Atomic Mass Step 2

2. Finden Sie die Masse jedes Isotops. Sie benötigen für jedes Isotop zwei Arten von Informationen, die Sie in einem Nachschlagewerk oder einer Online-Ressource nachschlagen können, wie z Webelemente.com. Die erste ist die Atommasse oder die Masse eines Atoms eines beliebigen Isotops. Isotope mit mehr Neutronen haben mehr Masse.

Beispiel: Das Isotop Ag-107 (Silber) hat zum Beispiel eine Atommasse von 106.90509 amüsieren (atomare Masseneinheit). Das Isotop Ag-109 ist etwas schwerer mit einer Masse von 108.90470.

Die letzten Dezimalstellen können je nach Quelle leicht abweichen. Fügen Sie nach der Masse keine Zahlen in Klammern ein.

Bildtitel Find Average Atomic Mass Step 3

3. Schreiben Sie die Fülle jedes Isotops auf. Dieses Maß sagt Ihnen, wie häufig das Isotop ist (als Prozentsatz aller Atome des Elements). Sie finden dies in der gleichen Quelle, in der Sie die Massen gefunden haben. Die Anzahl der Isotope muss sich auf 100 % summieren (obwohl sie aufgrund von Rundungsfehlern geringfügig abweichen kann).

Das Isotop Ag-107 hat einen Anteil von 5,86%. AG-109 ist mit einer Rate von 48,14 % etwas seltener. Dies bedeutet, dass eine bestimmte Menge Silber 51,86 % Ag-107 und 48,14 % Ag-109 . enthält.

Alle Isotope ignorieren, ohne den Prozentsatz anzugeben. Diese Isotope kommen auf der Erde nicht natürlich vor.

Bildtitel Find Average Atomic Mass Step 4

4. Konvertieren Sie Prozentsätze in Dezimalzahlen. Teilen Sie den Prozentsatz eines Isotops durch 100 für den Dezimalwert.

In der Beispielaufgabe sind die Prozentsätze: 51,86 / 100 = 0,5186 und 48,14 / 100 = 0,4814.

Bildtitel Find Average Atomic Mass Step 5

5. Bestimmen Sie den gewichteten Durchschnitt der Massen. Die durchschnittliche Atommasse eines Elements mit n Isotope gleich (Masse_{Isotop 1} * Prozentsatz_{Isotop 1}) + (Masse_{Isotop 2} * Prozentsatz_{Isotop 2}) + ... + (Masse_{Isotop n} * Prozentsatz_{Isotop n}. Dies ist ein Beispiel für einen "gewichteten Durchschnitt", was bedeutet, dass die häufigeren (häufigeren) Massen einen größeren Einfluss auf das Ergebnis haben. So verwenden Sie diese Formel für Silber:

Durchschnittliche Atommasse_Ag = (Masse_Ag-107 * Prozentsatz_Ag-107) + (Masse_Ag-109 * Prozentsatz_Ag-109)
= (106.90509 * 0,5186) + (108,90470 * 0,4814)
= 55,4410 + 52,4267
= 107,8677 amu.

Schlagen Sie das Element im Periodensystem nach, um Ihre Antwort zu überprüfen. Die durchschnittliche Atommasse wird normalerweise unter dem Elementsymbol geschrieben.

Teil2 von 2: Das Ergebnis verwenden

Bildtitel Find Average Atomic Mass Step 6

1. Masse in Anzahl der Atome umrechnen. Die durchschnittliche Atommasse gibt Auskunft über das Verhältnis zwischen Masse und Anzahl der Atome in einer bestimmten Menge des Elements. Dies ist in der experimentellen Chemie nützlich, da es fast unmöglich ist, einzelne Atome zu zählen, aber die Masse leicht zu messen. Sie können beispielsweise eine Silberprobe wiegen und vorhersagen, dass jede Masse von 107,8677 amu ein Silberatom enthält.

Bildtitel Find Average Atomic Mass Step 7

2. In Molmasse umrechnen. Atomare Masseneinheiten sind sehr klein, daher wiegen Chemiker Atommengen normalerweise in Gramm. Glücklicherweise wurden diese Begriffe so definiert, dass die Konvertierung so einfach wie möglich ist. Sie müssen nur die durchschnittliche Atommasse mit 1 g/mol (der Molmassenkonstante) multiplizieren, um eine Antwort in g/mol zu erhalten. 107,8677 Gramm Silber enthalten beispielsweise durchschnittlich ein Mol Silberatome.

Bildtitel Find Average Atomic Mass Step 8

3. Bestimmen Sie die durchschnittliche Molekülmasse. Da ein Molekül einfach eine Ansammlung von Atomen ist, können Sie die Massen der Atome addieren, um die Masse des Moleküls zu bestimmen. Wenn Sie die durchschnittliche Atommasse (und nicht die Masse eines bestimmten Isotops) verwenden, ist die Antwort die durchschnittliche Molekülmasse, die in einer natürlich vorkommenden Menge vorkommt. Hier ist ein Beispiel:

Ein Wassermolekül hat die chemische Formel H₂O und enthält somit zwei Wasserstoffatome (H) und ein Sauerstoffatom (O).

Wasserstoff hat eine durchschnittliche Atommasse von 1.00794 amu. Sauerstoffatome haben eine durchschnittliche Masse von 15.9994 amu.

Die durchschnittliche Masse eines H .-Moleküls₂O ist gleich (1.00794)(2) + 15.9994 = 18.01528 amu, äquivalent zu 18.01528 g/mol.

Tipps

Der Begriff relative Atommasse wird manchmal als Synonym für durchschnittliche Atommasse verwendet. Es gibt jedoch einen kleinen Unterschied, da die relative Atommasse keine Einheiten hat; es ist ein Maß für die Masse relativ zum C-12-Kohlenstoffatom. Solange Sie jedoch in Ihrer Durchschnittsmassenberechnung atomare Masseneinheiten verwenden, sind die beiden Werte numerisch identisch.
Die Zahl in Klammern nach einer Atommasse ist die Unsicherheit der Endzahl. Beispiel: Eine Atommasse von 1,0173(4) bedeutet, dass typische Proben einen Fehlerbereich von ±0,0004 . aufweisen. Sie müssen dies nicht berücksichtigen, es sei denn, das Problem erfordert dies.
Mit seltenen Ausnahmen haben Elemente weiter unten im Periodensystem eine höhere durchschnittliche Masse als die Elemente davor. So können Sie schnell überprüfen, ob Ihre Antworten sinnvoll sind.
1 atomare Masseneinheit ist definiert als 1/12 der Masse eines C-12-Kohlenstoffatoms.
Die Häufigkeit der Isotope basiert auf Proben, die natürlich auf der Erde vorkommen. Ungewöhnliche Stoffe, wie ein Meteorit oder eine Laborprobe, können andere Isotopenverhältnisse und damit eine andere durchschnittliche Atommasse haben.

Warnungen

Atommassen werden fast immer als atomare Masseneinheit (amu oder u) dargestellt (auch Dalton oder Da genannt). Setzen Sie niemals eine andere Masseneinheit (z. B. kg) nach einer Zahl, ohne sie umzurechnen.