Sådan finder du massenummeret

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. Til begge beregninger skal du vide to ting: den kemiske formel for forbindelsen og massenumrene for de grundstoffer, der udgør den. Et elements massenummer er unikt for det element, og det er anført lige under elementets symbol i det periodiske system. Massens antal for et element er ikke det samme som dets atomnummer.

TL; DR (for lang; Har ikke læst)

Atommassantalet for hvert element vises under dets symbol i det periodiske system. Det er opført i atommasseenheder, hvilket svarer til gram / mol.

Hvert element er kendetegnet ved et unikt antal positivt ladede protoner i sin kerne. For eksempel har brint en proton, og ilt har otte. Det periodiske system er et arrangement af elementerne i henhold til stigende atomnummer. Den første post er brint, den ottende er ilt og så videre. Det sted, et element indtager i det periodiske system, er en øjeblikkelig indikation af dets

Udover protoner indeholder kernerne i de fleste grundstoffer også neutroner. Disse grundlæggende partikler har ikke en ladning, men de har nogenlunde samme masse som protoner, så de skal inkluderes i atommassen. Det atommassetal er summen af ​​alle protoner og neutroner i kernen. Hydrogenatomet kan indeholde en neutron, men det gør det normalt ikke, så massetallet af brint er 1. Oxygen har derimod et lige antal proteiner og neutroner, hvilket hæver dets massetal til 16. At trække et elements massetal fra dets atommasse fortæller dig antallet af protoner i dets kerne.

Det bedste sted at kigge efter elementets atommassetal er i det periodiske system. Det vises under symbolet for elementet. Du kan blive mystificeret af det faktum, at dette nummer indeholder i mange versioner af det periodiske system en decimalfraktion, som du ikke ville forvente, hvis den blev afledt ved blot at tilføje protoner og neutroner.

Årsagen til dette er, at det viste antal er den relative atomvægt, der afledes fra alle de naturligt forekommende isotoper af elementet vægtet med procentdelen af ​​hver det opstår. 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 grundstoffer har mere end en isotop, så hver har en atommasse, der indeholder en decimalfraktion. For eksempel er den atommasse af hydrogen, der er anført i det periodiske system, 1.008, den for kulstof er 12.011, og den for ilt er 15.99. Uran med et atomnummer på 92 har tre naturligt forekommende isotoper. Dens atommasse er 238.029. I praksis afrunder forskere normalt massenummer til nærmeste heltal.

Enhederne til 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. Per definition er massen af ​​en mol af et element eller Avogadros nummer (6,02 x 10²³) af atomer, er 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 ​​et mol hydrogen 1 gram. Massen af ​​en mol kul er derfor 12 gram, og den for uran er 238 gram.