Aatommass on kõigi prootonite, neutronite ja elektronide summa ühes aatomis või molekulis. Elektroni mass on aga nii väike, et seda peetakse tühiseks ega arvestata arvutusse. Kuigi see on tehniliselt vale, kasutatakse seda terminit sageli ka ühe elemendi kõigi isotoopide keskmise aatommassi kohta. See teine määratlus on tegelikult elemendi suhteline aatommass, tuntud ka kui aatommass. Aatommass võtab arvesse sama elemendi looduslikult esinevate isotoopide masside keskmist. Keemikud peavad oma töö juhtimiseks eristama neid kahte tüüpi aatommassi – aatommassi vale väärtus võib näiteks viia eksperimendi saagise vale arvutamiseni.
1
Saate aru, kuidas aatommassi esitatakse. Aatommassi, antud aatomi või molekuli massi, saab väljendada standardsetes SI massiühikutes – grammides, kilogrammides jne. Kuna aga aatommassid on nendes terminites väljendatuna uskumatult väikesed, väljendatakse aatommassi sageli ühtsetes ühikutes. aatommassi ühikud (tavaliselt lühendatult “u” või “amu”) või Daltoni (Da). Ühe aatommassiühiku standard on 1/12 standardse süsinik-12 isotoobi massist. Aatommass on elemendi grammide arv elemendi ühes moolis aatomites. See on praktiliste arvutuste tegemisel väga kasulik omadus, kuna võimaldab hõlpsalt teisendada teatud koguse sama tüüpi aatomite või molekulide massi ja mooli.
2
Leidke perioodilisuse tabelist aatommass. Enamikus standardsetes perioodilistes tabelites on loetletud iga elemendi suhtelised aatommassid (aatommassid). See on peaaegu alati kirjutatud numbrina tabeli elemendi ruudu allosas selle ühe- või kahetähelise keemilise sümboli alla. Seda arvu väljendatakse tavaliselt pigem kümnendkohana kui täisarvuna. Pange tähele, et perioodilises tabelis loetletud suhtelised aatommassid on seotud elemendi keskmised väärtused. Keemilistel elementidel on erinevad isotoobid – keemilised vormid, mis erinevad massi poolest ühe või mitme neutroni liitmise või lahutamise tõttu aatomi tuumas. Seega sobib perioodilisustabelis toodud suhteline aatommass teatud elemendi aatomite keskmise väärtusena, kuid mitte selle elemendi üksiku aatomi massina. Kasutatakse perioodilisustabelis loetletud suhtelisi aatommasse. aatomite ja molekulide molaarmasside arvutamiseks. Aatommassid, väljendatuna amü-des, nagu perioodilisuse tabelis, on tehniliselt ühikuta. Kuid korrutades aatommassi lihtsalt 1 g/mol-ga, saadakse elemendi molaarmassiks töötav suurus – elemendi aatomite ühe mooli mass (grammides). Näiteks raua aatommass on 55,847 aatomit. , mis tähendab, et üks mool rauaaatomeid kaaluks 55,847 grammi.
3
Mõistke, et perioodilise tabeli väärtused on elemendi keskmine aatommass. Nagu on märgitud, on perioodilisuse tabeli iga elemendi suhtelised aatommassid aatomi kõigi isotoopide keskmised väärtused. See keskmine väärtus on väärtuslik paljude praktiliste arvutuste jaoks, nagu näiteks mitmest aatomist koosneva molekuli molaarmassi arvutamine. Kuid üksikute aatomite puhul on see arv mõnikord ebapiisav. Kuna tegemist on mitme erineva isotoobitüübi keskmisega, ei ole perioodilisuse tabeli väärtus ühegi aatomi aatommassi täpne väärtus. Üksikute aatomite aatommassid tuleb arvutada, võttes arvesse prootonite ja neutronite täpset arvu ühes aatomis.
4
Leidke elemendi või isotoobi aatomnumber. Aatomarv on prootonite arv elemendis ja see ei muutu kunagi. Näiteks kõigil vesinikuaatomitel ja ainult vesinikuaatomitel on 1 prooton. Naatriumi aatomnumber on 11, kuna selle tuumas on 11 prootonit, hapniku aatomarv aga 8, kuna selle tuumas on 8 prootonit. Perioodilisuse tabelist leiate iga elemendi aatomnumbri – peaaegu kõigis standardsetes perioodilisustabelites: see on number elemendi 1- või 2-tähelise keemilise sümboli kohal. See arv on alati positiivne täisarv. Oletame, et töötame süsinikuaatomiga. Süsinikul on alati 6 prootonit, seega teame, et selle aatomarv on 6. Samuti näeme perioodilisuse tabelis, et süsiniku (C) ruudu ülaosas on “6”, mis tähendab, et süsiniku aatomnumber on 6. Pange tähele, et elemendi aatomnumber ei mõjuta otseselt selle suhtelist aatommassi perioodilisuse tabelis. Ehkki eriti perioodilisuse tabeli ülaosas olevate elementide puhul võib tunduda, et aatomite aatommass on umbes kaks korda suurem kui selle aatomnumber, ei arvutata aatommassi kunagi elemendi aatomarvu kahekordistamisega.
5
Leia neutronite arv tuumas. Neutronite arv võib teatud elemendi aatomite lõikes erineda. Kuigi kaks aatomit, millel on sama arv prootoneid ja erinev arv neutroneid, on mõlemad samad elemendid, on need selle elemendi erinevad isotoobid. Erinevalt elemendis olevate prootonite arvust, mis ei muutu kunagi, võib neutronite arv teatud elemendi aatomites varieeruda piisavalt sageli, et elemendi keskmine aatommass tuleb väljendada kümnendväärtusena kahe täisarvu vahel. neutroneid saab määrata elemendi isotoobi tähistusega. Näiteks süsinik-14 on süsinik-12 looduslikult esinev radioaktiivne isotoop. Sageli näete isotoopi, mis on tähistatud numbriga ülaindeksina enne elemendi sümbolit: 14C. Neutronite arvu arvutamiseks lahutatakse isotoobi arvust prootonite arv: 14 – 6 = 8 neutronit. Oletame, et süsinikuaatomil, millega me töötame, on kuus neutronit (12C). See on kõige levinum süsiniku isotoop, mis moodustab peaaegu 99% kõigist süsinikuaatomitest. Siiski on umbes 1% süsinikuaatomitest 7 neutronit (13C). Muud tüüpi süsinikuaatomeid, milles on rohkem või vähem kui 6 või 7 neutronit, on väga väikestes kogustes.
6
Lisage prootonite ja neutronite arv. See on selle aatomi aatommass. Ärge muretsege ümber tuuma tiirlevate elektronide arvu pärast – nende kombineeritud mass on väga-väga väike, nii et enamikul praktilistel juhtudel ei mõjuta see teie vastust oluliselt. Meie süsinikuaatomil on 6 prootonit + 6 neutronit = 12. Selle konkreetse süsinikuaatomi aatommass on 12. Kui see oleks süsinik-13 isotoop, siis me teaksime, et sellel on 6 prootonit + 7 neutronit = aatommass 13. Süsiniku tegelik aatommass 13 on 13,003355 ja on täpsem, kuna see määrati eksperimentaalselt. Aatommass on väga lähedane elemendi isotoopide arvule. Põhiliste arvutuste jaoks on isotoopide arv võrdne aatommassiga. Eksperimentaalselt määratuna on aatommass elektronide väga väikese panuse tõttu isotoopide arvust veidi suurem.
7
Määrake, millised isotoobid proovis on. Keemikud määravad sageli isotoopide suhtelised proportsioonid antud proovis spetsiaalse tööriista, mida nimetatakse massispektromeetriks, abil. Kuid õpilase taseme keemias antakse see teave teile sageli koolikatsete jms kohta teaduskirjandusest väljakujunenud väärtuste kujul. Oletame, et töötame süsinik-12 ja süsiniku isotoopidega. -13.
8
Määrake iga isotoobi suhteline arvukus proovis. Antud elemendi sees esinevad erinevad isotoobid erinevas vahekorras. Neid proportsioone väljendatakse peaaegu alati protsentides. Mõned isotoobid on väga levinud, teised aga väga haruldased – kohati nii haruldased, et neid saab vaevu tuvastada. Seda teavet saab määrata massispektromeetria abil või teatmeteosest. Oletame, et süsinik-12 arvukus on 99% ja süsinik-13 arvukus 1%. Teisi süsiniku isotoope on küll olemas, kuid neid leidub nii väikestes kogustes, et selle näiteprobleemi puhul võib neid ignoreerida.
9
Korrutage iga isotoobi aatommass selle osakaaluga proovis. Korrutage iga isotoobi aatommass selle arvukuse protsendiga (kirjutatud kümnendkohana). Protsendi kümnendkohaks teisendamiseks jagage see lihtsalt 100-ga. Teisendatud protsendid peaksid alati olema 1. Meie proov sisaldab süsinik-12 ja süsinik-13. Kui süsinik-12 moodustab 99% proovist ja süsinik-13 moodustab 1% proovist, korrutage 12 (süsinik-12 aatommass) 0,99-ga ja 13 (süsinik-13 aatommass) 0,01-ga. Teatmeteos annab elemendi isotoopide kõigi teadaolevate koguste põhjal proportsioonid protsentides. Enamik keemiaõpikuid sisaldab seda teavet raamatu lõpus olevas tabelis. Massispektromeeter võib määrata ka testitava proovi proportsioonid.
10
Lisage tulemused. Liitke eelmises etapis tehtud korrutuste korrutised. Selle lisamise tulemuseks on teie elemendi suhteline aatommass – teie elemendi isotoopide aatommasside keskmine väärtus. Kui käsitletakse elementi üldiselt, mitte selle elemendi konkreetseid isotoope, kasutatakse seda väärtust. Meie näites on süsinik-12 puhul 12 x 0,99 = 11,88, süsiniku-13 puhul aga 13 x 0,01 = 0,13. Meie näite suhteline aatommass on 11,88 + 0,13 = 12,01.