Sådan finder du massenummer

Hvis du har en given masse af en forbindelse, kan du beregne antallet af mol. Omvendt, hvis du ved, hvor mange mol af forbindelsen du har, kan du beregne dens masse. For enten beregning skal du kende to ting: sammensætningens kemiske formel og masseantalet af de elementer, der indeholder det. Et elements massetal er unikt for det element, og det er angivet lige under elementets symbol i det periodiske bord. Massetallet af et element er ikke det samme som dets atomnummer.

TL; DR (for længe; ikke læst)

Atomenes masseantal af hvert element vises under symbolet i det periodiske bord. Det er angivet i atommasseenheder, hvilket svarer til gram /mol.

Atomtal og atommasseantal

Hvert element er præget af et unikt antal positivt ladede protoner i kernen. For eksempel har hydrogen en proton, og ilt har otte. Det periodiske bord er et arrangement af elementerne i henhold til stigende atomnummer. Den første post er hydrogen, den ottende er ilt og så videre. Det sted, et element optager i det periodiske bord, er en umiddelbar indikation af dets atomnummer eller antallet af protoner i kernen.

Foruden protoner indeholder kernerne i de fleste elementer også neutroner. Disse grundlæggende partikler har ingen ladning, men de har stort set samme masse som protoner, så de skal indgå i atommassen. Atommassenummeret er summen af ​​alle protoner og neutroner i kernen. Hydrogenatomet kan indeholde en neutron, men det gør det normalt ikke, så massen af ​​hydrogen er 1. Oxygen har derimod et lige antal proteiner og neutroner, som hæver massen til 16. Subtraherer en elementets massetal fra dets atommasse fortæller dig antallet af protoner i kernen.

Find massetallet

Det bedste sted at kigge efter et elements atommasse nummer er i det periodiske bord. Det vises under symbolet for elementet. Du kan blive mystificeret af det faktum, at i mange versioner af det periodiske bord indeholder dette tal en decimalfrakt, som du ikke ville forvente, hvis det blev afledt blot ved at tilføje protoner og neutroner.

Årsagen til dette er at det viste antal er den relative atomvægt, der er afledt af alle de naturligt forekommende isotoper af elementet vægtet af procentdelen af ​​hver der forekommer. Isotoper dannes, når antallet af neutroner i et element er mere eller mindre end antallet af protoner. Nogle af disse isotoper, såsom carbon-13, er stabile, men nogle er ustabile og henfalder over tid til en mere stabil tilstand. Sådanne isotoper, såsom carbon-14, er radioaktive.

Næsten alle elementer har mere end en isotop, så hver har en atommasse, der indeholder en decimalfrakt. For eksempel er den atomiske masse af hydrogen, der er anført i det periodiske bord, 1.008, der for carbon er 12.011, og for oxygen er 15,99. Uran, med et atomnummer på 92, har tre naturligt forekommende isotoper. Dens atommasse er 238.029. I praksis cirkulerer forskere normalt masseantal til nærmeste heltal.

Enheder til masse

Enhederne for atommasse er blevet raffineret gennem årene, og i dag bruger forskere den samlede atommasseenhed ( amu eller simpelthen u). Det er defineret til at være lig med nøjagtigt en tolvtedel af massen af ​​et ubundet carbon-12 atom. Ved definition er massen af ​​en mol af et element, eller Avogadros nummer (6,02 x 10 ^{23) af atomer, lig med dets atommasse i gram. Med andre ord, 1 amu = 1 gram /mol. Så hvis massen af ​​et hydrogenatom er 1 amu, er massen af ​​en mol hydrogen 1 gram. Massen af ​​en mol kulstof er derfor 12 gram, og for uran er 238 gram.}