Inhalt
- Was sind Atome?
- Isotope und Massenzahl
- Durchschnittliche Massenformel
- Gewichteter Durchschnitt und Isotope
- Durchschnittliche Atommasse: Beispiel
Eine der häufigsten Aufgaben, die Sie als angehender Wissenschaftler ausführen müssen, der in der Lage ist, mit Daten zu arbeiten, besteht darin, das Konzept eines Durchschnitts zu verstehen. Häufig werden Sie auf eine Stichprobe ähnlicher Objekte stoßen, die sich aufgrund eines einzelnen Merkmals unterscheiden, das Sie untersuchen, z. B. Masse.
Möglicherweise müssen Sie sogar die durchschnittliche Masse einer Gruppe von Objekten wie Atomen berechnen, die Sie nicht direkt wiegen können.
Die meisten der 92 Atome, die in der Natur vorkommen, kommen in zwei oder mehr leicht unterschiedlichen Formen vor, die als Isotope bezeichnet werden. Isotope desselben Elements unterscheiden sich nur in der Anzahl der in ihren Kernen enthaltenen Neutronen.
Es kann nützlich sein, alle diese Prinzipien zusammen anzuwenden, um die durchschnittliche Masse einer Auswahl von Atomen zu erhalten, die aus einem bekannten Pool verschiedener Isotope entnommen wurden.
Was sind Atome?
Atome sind die kleinste einzelne Einheit eines Elements, die aus allen Eigenschaften dieses Elements besteht. Atome bestehen aus einem Kern, der Protonen und Neutronen enthält und von nahezu masselosen Elektronen umkreist wird.
Protonen und Neutronen wiegen ungefähr gleich. Jedes Proton enthält eine positive elektrische Ladung von gleicher Größe und entgegengesetztem Vorzeichen zu der eines Elektrons (negativ), während Neutronen keine Nettoladung tragen.
Atome zeichnen sich in erster Linie durch ihre Ordnungszahl aus, bei der es sich lediglich um die Anzahl der Protonen im Atom handelt. Das Addieren oder Subtrahieren von Elektronen erzeugt ein geladenes Atom, das als Ion bezeichnet wird, während das Ändern der Anzahl von Neutronen ein Isotop des betreffenden Atoms und damit Elements erzeugt.
Isotope und Massenzahl
Die Massenzahl eines Atoms ist die Anzahl seiner Protonen plus Neutronen. Chrom (Cr) hat zum Beispiel 24 Protonen (was das Element als Chrom definiert) und in seiner stabilsten Form, dh dem Isotop, das in der Natur am häufigsten vorkommt, 28 Neutronen. Seine Massenzahl beträgt somit 52.
Isotope eines Elements werden beim Ausschreiben durch ihre Massennummer angegeben. Das Isotop von Kohlenstoff mit 6 Protonen und 6 Neutronen ist also Kohlenstoff-12, während das schwerere Isotop mit einem zusätzlichen Neutron Kohlenstoff-13 ist.
Die meisten Elemente treten als Mischung von Isotopen auf, von denen eines in Bezug auf die "Popularität" signifikant über den anderen dominiert. Zum Beispiel sind 99,76 Prozent des natürlich vorkommenden Sauerstoffs Sauerstoff-16. Einige Elemente wie Chlor und Kupfer weisen jedoch eine breitere Isotopenverteilung auf.
Durchschnittliche Massenformel
Ein mathematischer Durchschnitt ist einfach die Summe aller Einzelergebnisse in einer Stichprobe geteilt durch die Gesamtzahl der Elemente in einer Stichprobe. In einer Klasse mit fünf Schülern, die Quiznoten von 3, 4, 5, 2 und 5 erreicht haben, wäre der Klassendurchschnitt des Quiz beispielsweise (3 + 4 + 5 + 2 + 5) ÷ 5 = 3,8.
Die Durchschnittsmassengleichung kann auf verschiedene Arten geschrieben werden. In einigen Fällen müssen Sie Merkmale kennen, die sich auf den Durchschnitt beziehen, z. B. die Standardabweichung. Konzentrieren Sie sich vorerst nur auf die grundlegende Definition.
Gewichteter Durchschnitt und Isotope
Wenn Sie den relativen Anteil der einzelnen Isotope eines bestimmten Elements kennen, der in der Natur vorkommt, können Sie den errechnen Atommasse von diesem Element, das, weil es ein Durchschnitt ist, nicht die Masse eines Atoms ist, sondern eine Zahl, die zwischen den schwersten und leichtesten vorhandenen Isotopen liegt.
Wenn alle Isotope in der gleichen Menge vorhanden wären, könnten Sie einfach die Masse jeder Art von Isotopen addieren und durch die Anzahl der verschiedenen Arten von Isotopen dividieren (normalerweise zwei oder drei).
Die durchschnittliche Atommasse, angegeben in Atommasseneinheiten (amu), ist immer ähnlich der Massenzahl, aber keine ganze Zahl.
Durchschnittliche Atommasse: Beispiel
Chlor-35 hat eine Atommasse von 34,969 amu und macht 75,77% des Chlors auf der Erde aus.
Chlor-37 hat eine Atommasse von 36,966 amu und einen prozentualen Anteil von 24,23%.
Um die durchschnittliche Atommasse von Chlor zu berechnen, verwenden Sie die Informationen in einem Periodensystem des Elements (siehe Ressourcen), um den (gewichteten) Durchschnitt zu ermitteln, ändern Sie jedoch die Prozente in Dezimalzahlen:
(34,969 × 0,7577) + (36,966 × 0,2423) = 35,45 amu