Die atomare Masse berechnen

Die Atommasse ist die Summe aller Protonen, Neutronen und Elektronen in einem einzelnen Atom oder Molekül.^{[1]XForschungsquelle} Die Masse eines Elektrons ist jedoch so gering, dass sie als vernachlässigbar betrachtet und nicht in die Berechnung einbezogen wird.^{[2]XForschungsquelle} Obwohl es technisch falsch ist, wird der Begriff häufig auch verwendet, um sich auf die durchschnittliche Atommasse aller Isotope in einem Element zu beziehen. Diese zweite Definition ist eigentlich die relative Atommasse oder das Atomgewicht eines Elements.^{[3]XForschungsquelle} Beim Atomgewicht wird der Durchschnittswert für die Masse natürlich vorkommender Isotope desselben Elements berücksichtigt. Chemiker müssen bei ihrer Arbeit zwischen diesen beiden Arten von Atommasse unterscheiden – ein falscher Wert für die Atommasse kann zum Beispiel zu einer fehlerhaften Interpretation des Ergebnisses eines Experiments führen.

Methode 1

Methode 1 von 3:

Die Atommasse im Periodensystem ablesen

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Verstehe, wie die Atommasse dargestellt wird. Die Atommasse, die Masse eines gegebenen Atoms oder Moleküls, kann in SI-Einheiten ausgedrückt werden – Gramm, Kilogramm usw. Weil die Atommasse aber bei dieser Darstellung unglaublich gering wäre, wird sie häufig in der atomaren Maßeinheit "u" angeben ("u" steht für das englische "unified atomic mass units" oder veraltet '"amu") oder in Dalton's (Da). Der Standard für eine atomare Maßeinheit entspricht einem Zwölftel der Masse eines gewöhnlichen Kohlenstoff-12 Isotops.^{[4]XForschungsquelle}
- Die Atommasse gibt die Masse von einem Mol eines gegebenen Elements oder Moleküls in Gramm an. Das ist eine sehr nützliche Eigenschaft, wenn es um praktische Berechnungen geht, da es eine leichte Umrechnung zwischen der Masse und den Mol einer bestimmten Menge an Atomen oder Molekülen derselben Art ermöglicht.
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Finde die Atommasse im Periodensystem. Die meisten standardmäßigen Periodensysteme führen die relative Atommasse (das Atomgewicht) jedes Elements an. Du findest sie fast immer als Zahl unten in dem Elementquadrat in der Tabelle, unter dem oder den zwei Buchstaben des chemischen Symbols. Diese Zahl wird üblicherweise als Dezimalzahl angegeben, nicht als ganze Zahl.
- Anmerkung: Die relative Atommasse, die im Periodensystem angegeben ist, ist der Durchschnittswert für das jeweilige Element. Chemische Elemente haben verschiedene Isotope – chemische Formen, deren Masse unterschiedlich ist, weil sie eines oder mehr Neutronen mehr oder weniger im Atomkern haben.^{[5]XForschungsquelle} Daher ist die relative Atommasse im Periodensystem als durchschnittlicher Wert für die Atome eines bestimmten Elements sinnvoll, aber nicht als die Masse eines einzigen Atoms dieses Elements.
- Die relative Atommasse, wie sie im Periodensystem angegeben ist, wird zur Berechnung der Molmasse von Atomen und Molekülen verwendet. Die Atommasse in u ausgedrückt, wie sie im Periodensystem angegeben ist, ist technisch betrachtet einheitenlos. Indem man eine Atommasse aber mit 1 g/ml multipliziert, erhält man eine verwendbare molare Masse eines Elements – die Masse (in Gramm) von einem Mol eines Atoms des Elements.
- Die Atommasse von Eisen ist zum Beispiel 55,847 u, was bedeutet, das ein Mol Eisenatome 55,847 Gramm wiegen würde.
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Verstehe, dass die Werte im Periodensystem die durchschnittliche Atommasse eines Elements angeben. Wie bereits erwähnt ist die relative Masse, die in einem Periodensystem für jedes Element zu finden ist, ein Durchschnittswert aller Isotope eines Atoms. Dieser Durchschnittswert ist für viele praktische Berechnungen sinnvoll – wie zum Beispiel, um die Molarmasse eines Moleküls zu berechnen, das aus mehreren Atomen besteht. Wenn man die Atommasse eines einzelnen Atoms berechnet, ist diese Zahl aber manchmal nicht ausreichend.
- Weil es ein Durchschnittswert mehrerer verschiedener Arten von Isotopen ist, ist der Wert im Periodensystem nicht der exakte Wert für die Atommasse jedes einzelnen Atoms.
- Die Atommasse eines einzelnen Atoms muss berechnet werden, indem man die exakte Anzahl von Protonen und Neutronen in einem einzigen Atom einbezieht.
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Methode 2

Methode 2 von 3:

Die Atommasse eines einzelnen Atoms berechnen

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Finde die Atomnummer des Elements oder Isotops heraus. Die Atomnummer ist die Anzahl der Protonen in einem Element und sie variiert niemals.^{[6]XForschungsquelle} Alle Wasserstoffatome und nur Wasserstoffatome haben zum Beispiel ein Proton. Natrium hat eine Atomnummer von 11, weil sein Atomkern 11 Protonen hat, während Sauerstoff die Atomnummer 8 hat, weil sein Atomkern acht Protonen hat. Du findest die Atomnummer jedes Elements im Periodensystem – in so gut wie jedem standardmäßigen Periodensystem: es ist die Zahl über dem Buchstaben oder den Buchstaben des chemischen Symbols eines Elements. Diese Zahl ist immer eine positive ganze Zahl.
- Sagen wir, du arbeitest mit einem Kohlenstoffatom. Kohlenstoff hat immer sechs Protonen, somit wissen wir, dass seine Atomnummer 6 ist. Wir sehen im Periodensystem außerdem, dass in dem Quadrat für Kohlenstoff (C) eine "6" oben steht, die die Atomnummer 6 angibt.
- Anmerkung: Die Atomnummer eines Elements hat keine direkte Auswirkung auf seine relative Atommasse, wie sie im Periodensystem angeführt wird. Obwohl es besonders bei den Elementen oben im Periodensystem so aussehen kann, als wäre die Atommasse ungefähr das Doppelte der Atomnummer, wird die Atommasse nie berechnet, indem man die Atomnummer eines Elements verdoppelt.
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Bestimme die Anzahl der Neutronen im Atomkern. Die Anzahl der Neutronen kann innerhalb der Atome eines bestimmten Elements variieren. Zwei Atome mit derselben Anzahl an Protonen und unterschiedlicher Anzahl an Neutronen sind zwar beide dasselbe Element, jedoch verschiedene Isotope des Elements. Im Gegensatz zur Anzahl der Protonen in einem Element, die sich nie verändert, kann die Anzahl der Neutronen in Atomen eines bestimmten Elements oft so weit schwanken, dass die durchschnittliche Atommasse eines Elements als Dezimalwert zwischen zwei ganzen Zahlen angegeben werden muss.
- Die Anzahl der Neutronen kann über die Bezeichnung des Isotops des Elements festgestellt werden. Kohlenstoff-14 ist zum Beispiel ein natürlich auftretendes radioaktives Isotop von Kohlenstoff-12. Du wirst das Isotop häufig als hochgestellte Zahl vor dem Symbol des Elements sehen: ¹⁴C. Die Anzahl der Neutronen berechnet man, indem man die Anzahl der Protonen von der Zahl des Isotops subtrahiert: 14 – 6 = 8 Neutronen.
- Nehmen wir an, das Kohlenstoffatom hat sechs Neutronen (¹²C). Das ist bei weitem das häufigste Isotop von Kohlenstoff und macht etwa 99 % aller Kohlenstoffatome aus.^{[7]XForschungsquelle} Ungefähr 1 % der Kohlenstoffatome hat jedoch sieben Neutronen (¹³C). Andere Arten von Kohlenstoffatomen, die mehr oder weniger als sechs oder sieben Neutronen haben, existieren in sehr geringen Mengen.
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Addiere die Zahl der Protonen und Neutronen. Das ist die Atommasse des Atoms. Mache dir keine Gedanken über die Elektronen, die um den Atomkern kreisen – ihre Gesamtmasse ist sehr, sehr klein, hat also in den meisten praktischen Fällen keine Auswirkung auf das Ergebnis.
- Unser Kohlenstoffatom hat 6 Protonen + 6 Neutronen = 12. Die Atommasse dieses konkreten Kohlenstoffatoms ist 12. Wäre es hingegen ein Kohlenstoff-13 Isotop, wüssten wir, dass es 6 Protonen + 7 Neutronen = eine Atommasse von 13 hat.
- Das tatsächliche Atomgewicht von Kohlenstoff-13 ist 13,003355^{[8]XForschungsquelle} und ist präziser, weil es durch Experimente festgestellt wurde.
- Die Atommasse liegt sehr nah an der Anzahl der Isotope eines Elements. Für Rechnungszwecke entspricht die Anzahl der Isotope der Atommasse. Wenn sie experimentell festgestellt wird, ist die Atommasse ein wenig größer als die Anzahl der Isotope aufgrund der sehr geringen zusätzlichen Masse der Elektronen.
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Methode 3

Methode 3 von 3:

Die relative Atommasse (Atomgewicht) eines Elements berechnen

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Stelle fest, welche Isotope in deiner Probe sind. Chemiker stellen häufig das relative Verhältnis von Isotopen in einer bestimmten Probe fest, indem sie ein sogenanntes Massenspektrometer verwenden. Im Chemieunterricht in der Schule werden diese Informationen allerdings meistens in Form von etablierten Werten aus der wissenschaftlichen Literatur vorgegeben sein.
- Sagen wir in unserem Fall, wir arbeiten mit den Isotopen Kohlenstoff-12 und Kohlenstoff-13.
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Finde die relative Häufigkeit jedes Isotops in der Probe heraus. Innerhalb eines bestimmten Elements treten Isotope in unterschiedlichen Verhältnissen auf. Diese Verhältnisse werden fast immer in Prozentzahlen angegeben. Manche Isotope treten sehr häufig auf, während andere sehr selten sind – manchmal sogar so selten, dass sie kaum festgestellt werden können. Diese Daten kannst du entweder mit einem Massenspektrometer oder in einem Nachschlagebuch finden.
- Nehmen wir an, die Häufigkeit von Kohlenstoff-12 ist 99 % und die Häufigkeit von Kohlenstoff-13 ist 1 %. Es existieren auch noch andere Kohlenstoff-Isotope, sie treten aber in so geringen Mengen auf, dass sie für diese Beispielaufgabe übergangen werden können.
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Multipliziere die Atommasse jedes Isotops mit ihrem Verhältnis in der Probe. Multipliziere die Atommasse jedes Isotops mit seiner prozentualen Häufigkeit (als Dezimalzahl). Um eine Prozentangabe in eine Dezimalzahl umzuwandeln, teilst du sie einfach durch 100. Die umgerechneten Prozentzahlen sollten zusammengerechnet immer 1 ergeben.
- Unsere Probe enthält Kohlenstoff-12 und Kohlenstoff-13. Wenn Kohlenstoff-12 99 % der Probe ausmacht und Kohlenstoff-13 1 % der Probe, multiplizierst du 12 (die Atommasse von Kohlenstoff-12) mit 0,99 und 13 (die Atommasse von Kohlenstoff-13) mit 0,01.
- In einem Nachschlagebuch wirst du prozentuale Verhältnisse basierend auf dem bekannten Vorkommen eines Isotops eines Elements finden. Die meisten Lehrbücher für Chemie enthalten diese Information in Form einer Tabelle am Ende des Buches. Mit einem Massenspektrometer kannst du auch die Verhältnisse in der Probe feststellen, die untersucht wird.
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Addiere die Ergebnisse. Fasse die Produkte der Multiplikationen im vorherigen Schritt zusammen. Das Ergebnis dieser Addition ist die relative Atommasse deines Elements – der Durchschnittswert der Atommassen der Isotope des Elements. Wenn man ein Element allgemein bespricht und nicht die konkreten Isotope dieses Elements, wird dieser Wert verwendet.
- In unserem Beispiel sind das 12 x 0,99 = 11,88 für Kohlenstoff-12 und 13 x 0,01 = 0,13 für Kohlenstoff-13. Die relative Atommasse ist in unserem Beispiel 11,88 + 0,13 = 12,01.
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