Innhold
- Hva er atomer?
- Isotoper og massenummer
- Gjennomsnittlig masseformel
- Vektet gjennomsnitt og isotoper
- Gjennomsnittlig atommasse: eksempel
En av de vanlige oppgavene du må utføre som en spirende forsker som er i stand til å jobbe med data, er å forstå konseptet med et gjennomsnitt. Ofte vil du møte et utvalg lignende objekter som skiller seg ut i henhold til en enkelt egenskap du studerer, for eksempel masse.
Du kan til og med måtte beregne den gjennomsnittlige massen til en gruppe objekter du ikke kan veie direkte, for eksempel atomer.
De fleste av de 92 atomer som forekommer i naturen kommer i to eller flere litt forskjellige former, kalt isotoper. Isotoper av samme element skiller seg fra hverandre bare i antall nøytroner i kjernene deres.
Det kan være nyttig å bruke alle disse prinsippene sammen for å komme opp med den gjennomsnittlige massen til et utvalg atomer trukket fra et kjent basseng med forskjellige isotoper.
Hva er atomer?
Atomer er den minste individuelle enheten til et element som består av alle egenskapene til det elementet. Atomer består av en kjerne som inneholder protoner og nøytroner som går i bane rundt nesten masseløse elektroner.
Protoner og nøytroner veier omtrent det samme som hverandre. Hver proton inneholder en positiv elektrisk ladning som er lik størrelse og motsatt i tegn som for et elektron (negativ), mens nøytroner ikke har noen nettoladning.
Atomer kjennetegnes først og fremst av deres atomnummer, som bare er antallet protoner i atomet. Å tilføre eller trekke fra elektroner skaper et ladet atom som kalles et ion, mens du endrer antall nøytroner skaper en isotop av atomet, og dermed elementet, det gjelder.
Isotoper og massenummer
Massetallet til et atom er antall protoner pluss nøytroner det har. Krom (Cr) har for eksempel 24 protoner (og definerer dermed elementet som krom) og i sin mest stabile form - det vil si isotopen som vises oftest i naturen - har den 28 nøytroner. Massetallet er dermed 52.
Isotoper av et element spesifiseres av deres massenummer når de skrives ut. Dermed er isotopen av karbon med 6 protoner og 6 nøytroner karbon-12, mens den tyngre isotop med ett ytterligere nøytron er karbon-13.
De fleste elementer forekommer som en blanding av isotoper med en vesentlig dominerende i forhold til de andre i form av "popularitet." For eksempel er 99,76 prosent av naturlig forekommende oksygen oksygen-16. Noen elementer, for eksempel klor og kobber, viser en bredere fordeling av isotoper.
Gjennomsnittlig masseformel
Et matematisk gjennomsnitt er ganske enkelt summen av alle de individuelle resultatene i en prøve delt på det totale antall elementer i en prøve. For eksempel, i en klasse med fem elever som oppnådde quizpoeng på 3, 4, 5, 2 og 5, ville klassesnittet på quizen være (3 + 4 + 5 + 2 + 5) ÷ 5 = 3,8.
Den gjennomsnittlige masseligningen kan skrives på mange måter, og i noen tilfeller må du kjenne til funksjoner relatert til gjennomsnittet, for eksempel standardavvik. For nå er det bare å fokusere på den grunnleggende definisjonen.
Vektet gjennomsnitt og isotoper
Når du kjenner den relative brøkdelen av hver isotop av et bestemt element som oppstår i naturen, kan du beregne atommasse av det elementet, som fordi det er et gjennomsnitt, ikke er massen til noe atom, men et tall som er mellom de tyngste og letteste isotoper som er til stede.
Hvis alle isotoper var til stede i samme mengde, kan du bare legge opp massen til hver slags isotop og dele med antall forskjellige slags isotoper som er til stede (vanligvis to eller tre).
Gjennomsnittlig atommasse, gitt i atommasseenheter (amu), er alltid lik massetallet, men det er ikke et helt tall.
Gjennomsnittlig atommasse: eksempel
Klor-35 har en atommasse på 34.969 amu og står for 75,77% klor på jorden.
Klor-37 har en atommasse på 36,966 amu og en prosentvis overflod på 24,23%.
For å beregne den gjennomsnittlige atommassen av klor, bruk informasjonen i en periodisk tabell over elementet (se Ressurser) for å finne (vektet) gjennomsnitt, men endre prosentene til desimaler:
(34,969 × 0,7577) + (36,966 × 0,2423) = 35,45 amu