Inhoud
- Wat zijn atomen?
- Isotopen en massagetal
- Gemiddelde massa formule
- Gewogen gemiddelde en isotopen
- Gemiddelde atoommassa: Voorbeeld
Een van de veel voorkomende taken die je moet uitvoeren als een beginnende wetenschapper die met gegevens kan werken, is het begrip van een gemiddelde begrijpen. Vaak zul je een voorbeeld van vergelijkbare objecten tegenkomen die verschillen volgens een enkel kenmerk dat je bestudeert, zoals massa.
Mogelijk moet u zelfs de gemiddelde massa berekenen van een groep objecten die u niet rechtstreeks kunt wegen, zoals atomen.
De meeste van de 92 atomen die in de natuur voorkomen, komen in twee of meer enigszins verschillende vormen, isotopen genoemd. Isotopen van hetzelfde element verschillen alleen van elkaar in het aantal neutronen in hun kernen.
Het kan nuttig zijn om al deze principes samen toe te passen om te komen tot de gemiddelde massa van een selectie van atomen getrokken uit een bekende pool van verschillende isotopen.
Wat zijn atomen?
Atomen zijn de kleinste individuele eenheid van een element dat bestaat uit alle eigenschappen van dat element. Atomen bestaan uit een kern met protonen en neutronen die in een baan rond bijna massaloze elektronen draait.
Protonen en neutronen wegen ongeveer hetzelfde als elkaar. Elk proton bevat een positieve elektrische lading gelijk in grootte en tegengesteld aan teken van dat van een elektron (negatief), terwijl neutronen geen netto lading dragen.
Atomen worden voornamelijk gekenmerkt door hun atoomnummer, dat is gewoon het aantal protonen in het atoom. Het optellen of aftrekken van elektronen creëert een geladen atoom dat een ion wordt genoemd, terwijl het veranderen van het aantal neutronen een isotoop van het atoom en dus van het element in kwestie creëert.
Isotopen en massagetal
Het massagetal van een atoom is het aantal protonen plus neutronen dat het heeft. Chroom (Cr) heeft bijvoorbeeld 24 protonen (dus het element als chroom definiërend) en in zijn meest stabiele vorm - dat wil zeggen de isotoop die het meest voorkomt in de natuur - heeft het 28 neutronen. Het massagetal is dus 52.
Isotopen van een element worden gespecificeerd door hun massa aantal wanneer uitgeschreven. Dus is de isotoop van koolstof met 6 protonen en 6 neutronen koolstof-12, terwijl de zwaardere isotoop met één extra neutron koolstof-13 is.
De meeste elementen komen voor als een mengsel van isotopen, waarbij de ene de overhand heeft boven de andere in termen van 'populariteit'. 99,76 procent van de van nature voorkomende zuurstof is bijvoorbeeld zuurstof-16. Sommige elementen, zoals chloor en koper, vertonen echter een bredere verdeling van isotopen.
Gemiddelde massa formule
Een wiskundig gemiddelde is gewoon de som van alle individuele resultaten in een steekproef gedeeld door het totale aantal items in een steekproef. In een klas met vijf studenten die bijvoorbeeld quizscores van 3, 4, 5, 2 en 5 behaalden, zou het klasgemiddelde in de quiz (3 + 4 + 5 + 2 + 5) ÷ 5 = 3,8 zijn.
De gemiddelde massavergelijking kan op verschillende manieren worden geschreven en in sommige gevallen moet u kenmerken kennen die verband houden met het gemiddelde, zoals de standaarddeviatie. Richt u voorlopig gewoon op de basisdefinitie.
Gewogen gemiddelde en isotopen
Als u de relatieve fractie kent van elke isotoop van een bepaald element dat in de natuur voorkomt, kunt u de berekenen atoom massa van dat element, dat, omdat het een gemiddelde is, niet de massa van één atoom is, maar een getal dat tussen de zwaarste en lichtste isotopen aanwezig is.
Als alle isotopen in dezelfde hoeveelheid aanwezig waren, zou je de massa van elke soort isotoop kunnen optellen en delen door het aantal verschillende soorten aanwezige isotopen (meestal twee of drie).
De gemiddelde atoommassa, gegeven in atoommassa-eenheden (amu), is altijd gelijk aan het massagetal, maar is geen geheel getal.
Gemiddelde atoommassa: Voorbeeld
Chloor-35 heeft een atoommassa van 34.969 amu en is goed voor 75,77% chloor op aarde.
Chloor-37 heeft een atoommassa van 36.966 amu en een procentuele overvloed van 24,23%.
Om de gemiddelde atomaire massa van chloor te berekenen, gebruikt u de informatie in een periodieke tabel van het element (zie bronnen) om het (gewogen) gemiddelde te vinden, maar de percentages in decimalen te wijzigen:
(34.969 × 0.7577) + (36.966 × 0.2423) = 35.45 amu