Indhold
- Hvad er atomer?
- Isotoper og massenummer
- Gennemsnitlig masseformel
- Vægtet gennemsnit og isotoper
- Gennemsnitlig atommasse: eksempel
En af de almindelige opgaver, du bliver nødt til at udføre som en spirende videnskabsmand, der er i stand til at arbejde med data, er at forstå begrebet et gennemsnit. Ofte vil du støde på en prøve af lignende objekter, der adskiller sig efter en enkelt egenskab, du studerer, såsom masse.
Du skal muligvis endda beregne den gennemsnitlige masse af en gruppe objekter, du ikke kan veje direkte, såsom atomer.
De fleste af de 92 atomer, der forekommer i naturen, kommer i to eller flere lidt forskellige former, kaldet isotoper. Isotoper af det samme element adskiller sig kun fra hinanden i antallet af neutroner indeholdt i deres kerner.
Det kan være nyttigt at anvende alle disse principper sammen for at finde frem til den gennemsnitlige masse af et udvalg af atomer trukket fra en kendt pool af forskellige isotoper.
Hvad er atomer?
Atomer er den mindste individuelle enhed i et element, der består af alle elementets egenskaber. Atomer består af en kerne, der indeholder protoner og neutroner, der kredses af næsten masseløse elektroner.
Protoner og neutroner vejer omtrent det samme som hinanden. Hver proton indeholder en positiv elektrisk ladning, der er lig med i størrelse og modsat med tegn på en elektron (negativ), mens neutroner ikke har nogen nettoladning.
Atomer er primært kendetegnet ved deres atomnummer, hvilket kun er antallet af protoner i atomet. Tilføjelse eller subtraktion af elektroner skaber et ladet atom kaldet en ion, mens ændring af antallet af neutroner skaber en isotop af atomet, og dermed elementet, det drejer sig om.
Isotoper og massenummer
Massetallet på et atom er antallet af protoner plus neutroner, det har. Krom (Cr) har for eksempel 24 protoner (således definerer elementet som krom) og i sin mest stabile form - det vil sige den isotop, der forekommer oftest i naturen - har den 28 neutroner. Dets massetal er således 52.
Isotoper af et element specificeres ved deres massetal, når de skrives ud. Således er isotopen af carbon med 6 protoner og 6 neutroner carbon-12, hvorimod den tungere isotop med en yderligere neutron er carbon-13.
De fleste elementer forekommer som en blanding af isotoper med en væsentlig dominerende i forhold til de andre i form af "popularitet." For eksempel er 99,76 procent af det naturligt forekommende ilt oxygen-16. Nogle elementer, såsom klor og kobber, viser imidlertid en bredere fordeling af isotoper.
Gennemsnitlig masseformel
Et matematisk gennemsnit er simpelthen summen af alle de individuelle resultater i en prøve divideret med det samlede antal poster i en prøve. For eksempel i en klasse med fem studerende, der opnåede quiz score på 3, 4, 5, 2 og 5, ville klassegennemsnittet på quizzen være (3 + 4 + 5 + 2 + 5) ÷ 5 = 3,8.
Den gennemsnitlige masse ligning kan skrives på adskillige måder, og i nogle tilfælde skal du kende funktioner relateret til gennemsnittet, såsom standardafvigelse. For nu skal du bare fokusere på den grundlæggende definition.
Vægtet gennemsnit og isotoper
Når du kender den relative brøkdel af hver isotop af et bestemt element, der forekommer i naturen, kan du beregne atommasse af dette element, som, fordi det er et gennemsnit, ikke er massen af et atom, men et tal, der er mellem de tyngste og letteste isotoper, der er til stede.
Hvis alle isotoper var til stede i samme mængde, kan du bare tilføje massen af hver slags isotop og dele med antallet af forskellige slags isotoper, der er til stede (normalt to eller tre).
Gennemsnitlig atommasse, givet i atommasseenheder (amu), ligner altid massetallet, men det er ikke et helt tal.
Gennemsnitlig atommasse: eksempel
Chlor-35 har en atommasse på 34.969 amu og tegner sig for 75,77% af klor på Jorden.
Chlor-37 har en atommasse på 36.966 amu og en procentuel overflod på 24,23%.
For at beregne den gennemsnitlige atommasse af klor skal du bruge informationen i en periodisk tabel over elementet (se Ressourcer) til at finde (vægtet) gennemsnit, men ændre procentdelene til decimaler:
(34,969 × 0,7577) + (36,966 × 0,2423) = 35,45 amu