Innhold
Hvis du har en gitt masse av en forbindelse, kan du beregne antall føflekker. Motsatt, hvis du vet hvor mange mol av forbindelsen du har, kan du beregne massen. For hver beregning må du vite to ting: den kjemiske formelen til forbindelsen og massetallene til elementene som inneholder den. Et elementmasse nummer er unikt for det elementet, og det er oppført rett under elementets symbol i den periodiske tabellen. Massetallet til et element er ikke det samme som atomnummeret.
TL; DR (for lang; ikke lest)
Atommassenummeret til hvert element vises under dets symbol i den periodiske tabellen. Det er oppført i atommassenheter, som tilsvarer gram / mol.
Atomnummer og atommasse nummer
Hvert element er preget av et unikt antall positivt ladede protoner i kjernen. For eksempel har hydrogen ett proton, og oksygen har åtte. Den periodiske tabellen er et arrangement av elementene i henhold til økende atomnummer. Den første oppføringen er hydrogen, den åttende er oksygen og så videre. Det stedet et element opptar i den periodiske tabellen er en umiddelbar indikasjon på det atomnummer, eller antallet protoner i kjernen.
Foruten protoner inneholder kjernene i de fleste elementer også nøytroner. Disse grunnleggende partiklene har ikke en ladning, men de har omtrent samme masse som protoner, så de må inkluderes i atommassen. De atommasse antall er summen av alle protoner og nøytroner i kjernen. Hydrogenatom kan inneholde et nøytron, men det gjør det vanligvis ikke, så massetallet av hydrogen er 1. Oksygen har derimot et like stort antall proteiner og nøytroner, som øker massetallet til 16. Å trekke fra en elementmasse antall fra dens atommasse forteller deg antall protoner i kjernen.
Finne massenummeret
Det beste stedet å lete etter et antall atommassetall er i den periodiske tabellen. Den vises under symbolet for elementet. Du kan bli mystifisert av det faktum at i mange versjoner av den periodiske tabellen inneholder dette tallet en desimal brøk, som du ikke ville forvente om det ble avledet bare ved å legge til protoner og nøytroner.
Årsaken til dette er at antallet som vises er den relative atomvekten, som er avledet fra alle de naturlig forekommende isotoper av elementet vektet med prosentandelen av hver som oppstår. Isotoper dannes når antall nøytroner i et element er mer eller mindre enn antallet protoner. Noen av disse isotoper, for eksempel karbon-13, er stabile, men noen er ustabile og forfaller over tid til en mer stabil tilstand. Slike isotoper, så som karbon-14, er radioaktive.
Så godt som alle elementer har mer enn en isotop, så hver har en atommasse som inneholder en desimalfraksjon. For eksempel er atommassen for hydrogen som er oppført i den periodiske tabellen 1.008, den for karbon er 12,011 og den for oksygen er 15,99. Uran, med et atomnummer på 92, har tre naturlig forekommende isotoper. Atommassen er 238.029. I praksis avrunder forskere vanligvis massetall til nærmeste heltall.
Enheter for masse
Enhetene for atommasse har blitt raffinert gjennom tidene, og i dag bruker forskere den enhetlige atomenmassenheten (amu, eller ganske enkelt u). Det er definert å være lik nøyaktig en tolvendedel av massen til et ubundet karbon-12-atom. Per definisjon er massen av en mol av et element, eller Avogadros-tallet (6,02 x 10)23) av atomer, er lik dens atommasse i gram. Med andre ord 1 amu = 1 gram / mol. Så hvis massen til ett hydrogenatom er 1 amu, er massen til en mol hydrogen 1 gram. Massen på en mol karbon er derfor 12 gram, og massen av uran er 238 gram.