Keskmine aatommass ei ole ühe aatomi otsene mõõt. Selle asemel on see antud elemendi tüüpilise proovi keskmine mass aatomi kohta. Kui saaksite mõõta miljardite üksikute aatomite massi, saaksite selle väärtuse arvutada samamoodi nagu mis tahes keskmise. Õnneks on olemas praktilisem meetod, mis tugineb salvestatud teabele erinevate isotoopide harulduse kohta.
1
Mõista isotoope ja aatommassi. Enamik elemente võib looduslikult esineda mitmel kujul või isotoopides. Iga isotoobi massiarv on tuumas olevate prootonite ja neutronite arvu summa. Iga prooton ja iga neutron kaaluvad 1 aatommassiühiku (amu). Ainus erinevus sama elemendi kahe isotoobi vahel on neutronite arv aatomi kohta, mis mõjutab aatomi massi. Elemendil on aga alati sama arv prootoneid. Elemendi keskmine aatommass võtab arvesse neutronite arvu variatsioone ja ütleb teile keskmise massi aatomi kohta selle elemendi tüüpilises proovis. Näiteks element hõbe (Ag) sisaldab kahte looduslikult esinevat isotoopi: Ag-107 ja Ag-109 (või 107Ag ja 109Ag). Isotoobid on oma nime saanud “massinumbri” või prootonite ja neutronite summa järgi ühes aatomis. See tähendab, et Ag-109-l on aatomi kohta kaks neutronit rohkem kui Ag-107-l, mis annab sellele veidi suurema massi.
2
Otsige üles iga isotoobi mass. Iga isotoobi kohta on vaja kahte teavet, mida saate otsida teatmeteosest või veebiallikast, nt webelements.com. Esimene on aatommass või iga isotoobi ühe aatomi mass. Suurema massiga isotoopidel on suurem mass. Näiteks hõbeda isotoobi Ag-107 aatommass on 106,90509 amü (aatommassi ühikut). Isotoop Ag-109 on veidi raskem massiga 108,90470. Viimased paar komakohta võivad erinevatest allikatest veidi erineda. Ärge lisage massi järele sulgudes numbreid.
3
Kirjutage üles iga isotoobi arvukus. Arvukus näitab, kui tavaline isotoop on protsendina elemendi kõigist aatomitest. Iga isotoop panustab proportsionaalselt selle arvukusega (mida rikkalikum on isotoop, seda suurem on see keskmine aatommass). Selle leiate samast allikast, mille leidsite massi. Kõikide isotoopide arvukus peaks moodustama 100% (kuigi ümardamisvigade tõttu võib see veidi langeda). Isotoobi Ag-107 arvukus on 51,86%. Ag-109 on veidi vähem levinud, arvukusega 48,14%. See tähendab, et tüüpiline hõbedaproov on 51,86% Ag-107 ja 48,14% Ag-109. Ignoreerige kõiki isotoope, mille arvukust pole loetletud. Looduslikult neid isotoope Maal ei esine.
4
Muutke oma arvukuse protsendid kümnendkohtadeks. Jagage arvukuse protsent 100-ga, et saada sama väärtus kümnendkohana. Valimiülesandes on arvukuse arvud 51,86 / 100 = 0,5186 ja 48,14 / 100 = 0,4814.
5
Leidke selle stabiilsete isotoopide aatommasside kaalutud keskmine. N isotoobiga elemendi keskmine aatommass on võrdne (massisotoop 1 * arvukusisotoop 1) + (massisotoop 2 * arvukusisotoop 2) + … + (massisotoop n * arvukusisotoop n. See on “kaalutud keskmise” näide. et tavalisemad (rohkemad) massid mõjutavad tulemust rohkem. Hõbeda puhul saate seda valemit kasutada järgmiselt: Keskmine aatommassAg = (massAg-107 * arvukusAg-107) + (massAg-109 * arvukusAg-109)=( 106,90509 * 0,5186) + (108,90470 * 0,4814)= 55,4410 + 52,4267= 107,8677 amu.Vastuse kontrollimiseks otsige elementi perioodilisuse tabelist. Elemendi keskmine aatommass on tavaliselt kirjutatud selle alla.
6
Teisenda mass aatomite arvuks. Keskmine aatommass näitab massi ja aatomite arvu vahelist seost elemendi tüüpilises proovis. See on keemialaborites kasulik, kuna aatomite arvu otse loendada on peaaegu võimatu, kuid massi on lihtne mõõta. Näiteks võite kaaluda hõbedaproovi ja ennustada, et iga 107,8677 amu massi sisaldab ühte hõbedaaatomit.
7
Teisenda molaarmassiks. Aatommassi ühikud on väga väikesed, nii et keemikud kaaluvad proove tavaliselt grammides. Õnneks on need mõisted määratletud nii, et teisendamine oleks võimalikult lihtne. Lihtsalt korrutage keskmine aatommass 1 g / mol (moolmassi konstant), et saada vastus g / mol. Näiteks 107,8677 grammi hõbedat sisaldab keskmiselt ühte mooli hõbeda aatomeid.
8
Leidke keskmine molekulmass. Kuna molekul on vaid aatomite kogum, saate molekuli massi leidmiseks liita aatomite massid. Kui kasutate keskmisi aatommasse (konkreetse isotoobi massi asemel), on vastuseks molekuli keskmine mass looduslikult esinevas proovis. Siin on näide: vee molekuli keemiline valem on H2O, seega sisaldab see kahte vesiniku (H) aatomit ja ühte hapniku (O) aatomit. Vesiniku keskmine aatommass on 1,00794 aatomit. Hapnikuaatomite keskmine mass on 15,9994 amü.H2O molekuli keskmine mass on (1,00794)(2) + 15,9994 = 18,01528 amü, mis vastab 18,01528 g/mol.