De gemiddelde atoommassa berekenen

Pdf downloaden

Pdf downloaden

In dit artikel:

Berekening van de gemiddelde atoommassa

Met behulp van het resultaat

Tips en waarschuwingen

Gerelateerde artikelen

Bronnen

De gemiddelde atoommassa is geen directe meting van een enkel atoom. Het is daarentegen de gemiddelde massa per atoom van een specifieke hoeveelheid van een bepaald element. Als je de massa kunt meten van miljarden individuele atomen, dan zou je deze waarde op dezelfde manier kunnen berekenen als het gemiddelde. Gelukkig is er een meer praktische methode die afhankelijk is van waargenomen informatie over de zeldzaamheid van verschillende isotopen.

Stappen

Deel 1

Deel 1 van 2:

Berekening van de gemiddelde atoommassa

Pdf downloaden

1. 
   1
   Begrijp isotopen en atoommassa's. De meeste elementen komen van nature voor in meerdere vormen of isotopen. Het enige verschil tussen twee isotopen van hetzelfde element is het aantal neutronen per atoom, en daarmee de atoommassa. De gemiddelde atoommassa van een element houdt rekening met deze variaties, en geeft je de gemiddelde massa per atoom in een zekere hoeveelheid van dat element.

   • Bijvoorbeeld, het element zilver (Ag) heeft twee natuurlijk voorkomende isotopen: Ag-107 en Ag-109 (of ¹⁰⁷Ag and ¹⁰⁹Ag). Isotopen zijn vernoemd naar het 'massagetal', of de som van protonen en neutronen in één atoom. Dit betekent dat Ag-109 twee extra neutronen heeft per atoom vergeleken met Ag-107, en daarmee iets meer massa.
2. 
   2
   Zoek de massa op van elke isotoop. Je hebt twee soorten informatie nodig van elke isotoop, welke je op kunt zoeken in een naslagwerk of een online bron, zoals webelements.com. De eerste is de atoommassa, of de massa van een atoom van elke isotoop. Isotopen met meer neutronen hebben meer massa.

   • Bijvoorbeeld: De isotoop Ag-107 (zilver) heeft bijvoorbeeld een atoommassa van 106,90509 amu (atomic mass unit). De isotoop Ag-109 is iets zwaarder met een massa van 108,90470.
   • De laatste paar decimalen kunnen iets van elkaar verschillend, afhankelijk van de bron. Neem geen getallen mee die tussen haakjes staan, na de massa.
3. 
   3
   Noteer de mate waarin elke isotoop voorkomt. Deze mate vertelt je hoe gewoon de isotoop is (als percentage van alle atomen van het element). Je kunt dit vinden in dezelfde bron als die waar je de massa hebt gevonden. Het aantal isotopen moet bij elkaar 100% zijn (hoewel het misschien enigszins afwijkt als gevolg van afrondingsfouten).

   • Het isotoop Ag-107 heeft een percentage van 5,86%. AG-109 is iets minder algemeen met een percentage van 48,14%. Dit betekent dat een specifieke hoeveelheid van zilver 51,86% Ag-107 en 48,14% Ag-109 bevat.
   • Negeer alle isotopen zonder vermelding van het percentage. Deze isotopen komen van nature niet voor op aarde.
4. 
   4
   Zet de percentages om naar decimalen. Deel het percentage van een isotoop door 100 voor de decimale waarde.

   • In het voorbeeldprobleem, zijn de percentages: 51,86 / 100 = 0,5186 en 48,14 / 100 = 0,4814.
5. 
   5
   Bepaal het gewogen gemiddelde van de massa's. De gemiddelde atoommassa van een element met n isotopen is gelijk aan (massa_{isotoop 1} * percentage_{isotoop 1}) + (massa_{isotoop 2} * percentage_{isotoop 2}) + ... + (massa_{isotoop n} * percentage_{isotoop n}. Dit is een voorbeeld van een 'gewogen gemiddelde,' wat betekent dat de meer gemeenschappelijke (meer overvloedige) massa's een groter effect hebben op het resultaat. Hier volgt het gebruik van deze formule voor zilver:

   • Gemiddelde atoommassa_Ag = (massa_Ag-107 * percentage_Ag-107) + (massa_Ag-109 * percentage_Ag-109)
     =(106,90509 * 0,5186) + (108,90470 * 0,4814)
     = 55,4410 + 52,4267
     = 107,8677 amu.
   • Zoek het element op in het periodiek systeem om je antwoord te controleren. De gemiddelde atoommassa wordt meestal geschreven onder het symbool van het element.
   Advertentie

Deel 2

Deel 2 van 2:

Met behulp van het resultaat

Pdf downloaden

1. 
   1
   Converteer massa naar het aantal atomen. De gemiddelde atoommassa vertelt je de relatie tussen de massa en aantal atomen in een specifieke hoeveelheid van het element. Dit is handig binnen de experimentele scheikunde, want het is bijna onmogelijk om afzonderlijke atomen te tellen, maar eenvoudig om de massa te meten. Je kunt bijvoorbeeld een monster van zilver wegen en voorspellen dat elke massa van 107,8677 amu één zilveratoom bevat.
2. 
   2
   Zet om in molaire massa. Atomaire massa-eenheden zijn erg klein, dus wegen chemici meestal hoeveelheden atomen in gram. Gelukkig zijn deze begrippen gedefinieerd om de omzetting zo gemakkelijk mogelijk te maken. De gemiddelde atoommassa hoef je alleen maar te vermenigvuldigen met 1 g/mol (de molaire massaconstante) voor een antwoord in g/mol. 107,8677 gram zilver bevat bijvoorbeeld gemiddeld één mol zilveratomen.
3. 
   3
   Bepaal de gemiddelde molecuulmassa. Aangezien een molecuul gewoon een verzameling van atomen is, kun je de massa's van de atomen bij elkaar optellen om de massa van het molecuul te bepalen. Als je de gemiddelde atoommassa gebruikt (in plaats van de massa van een bepaalde isotoop), is het antwoord de gemiddelde molecuulmassa zoals gevonden in een natuurlijk voorkomende hoeveelheid. Hier volgt een voorbeeld:

   • Een molecule water heeft de chemische formule H₂O, en bevat dus twee waterstofatomen (H) en één zuurstofatoom (O).
   • Waterstof heeft een gemiddelde atoommassa van 1,00794 amu. Zuurstofatomen hebben een gemiddelde massa van 15,9994 amu.
   • De gemiddelde massa van een molecuul H₂O is gelijk aan (1,00794)(2) + 15,9994 = 18,01528 amu, equivalent aan 18,01528 g/mol.
   Advertentie

Tips

• De term relatieve atoommassa wordt soms gebruikt als synoniem voor gemiddelde atoommassa. Er is echter een klein verschil, aangezien de relatieve atoommassa geen eenheden heeft; het is een maat voor de massa ten opzichte van het C-12 koolstofatoom. Zolang je atomaire massaeenheden gebruikt in je berekening van de gemiddelde massa, zijn de twee waarden echter numeriek identiek.
• Het getal tussen haakjes na een atoommassa is de onzekerheid van het uiteindelijke getal. Bijvoorbeeld: Een atoommassa van 1,0173 (4) betekent dat typische monsters binnen een foutmarge hebben van ± 0,0004. Je hoeft hier geen rekening mee te houden, tenzij het probleem dit vereist.
• Zeldzame uitzonderingen daargelaten hebben elementen verderop in het periodiek systeem, een hogere gemiddelde massa dan de elementen ervoor. Dit is een snelle manier om te controleren of je antwoorden zinnig is.
• 1 atomaire massaeenheid wordt gedefinieerd als 1/12 van de massa van een C-12 koolstofatoom.
• De mate van overvloed van de isotopen is gebaseerd op monsters die van nature op aarde voorkomen. Ongewone stoffen zoals een meteoriet of een monster gemaakt in een laboratorium, kunnen andere verhoudingen hebben voor de isotopen en dus een andere gemiddelde atoommassa.

Advertentie

Waarschuwingen

• Atomaire massa's worden bijna altijd als atomaire massaeenheid (amu of u) weergegeven (ook wel de Dalton of Da). Plaats nooit een andere massaeenheid (zoals kg) achter een getal, zonder deze te converteren.

Advertentie

Benodigdheden

• Potlood
• Papier
• Rekenmachine
• Percentages van isotopen
• Atomaire massaeenheden van isotopen