Üks levinumaid ülesandeid, mida peate täitma alustava teadlasena, kes on võimeline andmetega töötama, on keskmise mõistest arusaamine. Sageli kohtate sarnaste objektide näidist, mis erinevad ühe uuritava tunnuse, näiteks massi järgi.
Võib-olla peate isegi arvutama objektide rühma keskmise massi, mida te ei saa otseselt kaaluda, näiteks aatomid.
Enamik looduses esinevatest 92 aatomist on kahes või enamas veidi erinevas vormis, mida nimetatakse isotoopideks. Sama elemendi isotoopid erinevad üksteisest ainult nende tuumades sisalduvate neutronite arvu poolest.
Võib olla kasulik rakendada kõiki neid põhimõtteid koos, et saada teada erinevate isotoopide kogumist saadud aatomite valiku keskmine mass.
Mis on aatomid?
Aatomid on elemendi väikseim üksus, mis koosneb kõigist selle elemendi omadustest. Aatomid koosnevad prootoneid ja neutrone sisaldavast tuumast, mille ümber tiirlevad peaaegu massita elektronid.
Prootonid ja neutronid kaaluvad üksteisega umbes sama. Iga prooton sisaldab positiivset elektrilaengut, mille suurus on võrdne ja märgiga vastupidine (negatiivne), samal ajal kui neutronitel pole laengut.
Aatomeid iseloomustab peamiselt nende aatomnumber, mis on vaid aatomis olevate prootonite arv. Elektronide liitmine või lahutamine loob laetud aatomi, mida nimetatakse iooniks, samal ajal kui neutronite arvu muutmine loob aatomi isotoobi ja seega ka elemendi.
Isotoopid ja massinumber
Aatomi massarv on prootonite ja neutronite arv. Näiteks kroomil (Cr) on 24 prootonit (määratledes seega elemendi kroomiks) ja kõige stabiilsemal kujul - see tähendab looduses kõige sagedamini esinev isotoop - 28 neutronit. Selle massinumber on seega 52.
Elemendi isotoobid määratakse välja kirjutades nende massinumbri järgi. Seega on süsiniku isotoop koos 6 prootoni ja 6 neutroniga süsinik-12, samas kui ühe täiendava neutroniga raskem isotoop on süsinik-13.
Enamik elemente esineb isotoopide seguna, kusjuures üks neist on "populaarsuse" osas teistest märkimisväärselt ülekaalus. Näiteks 99,76 protsenti looduslikult esinevast hapnikust on hapnik-16. Mõned elemendid, näiteks kloor ja vask, näitavad isotoopide laiemat jaotust.
Keskmine massivalem
Matemaatiline keskmine on lihtsalt valimi kõigi üksikute tulemuste summa jagatuna valimis olevate üksuste koguarvuga. Näiteks viie õpilasega klassis, kes saavutasid viktoriini hinded 3, 4, 5, 2 ja 5, oleks viktoriini klassi keskmine
\ frac {3 + 4 + 5 + 2 + 5} {5} = 3,8
Keskmise massi võrrandit saab kirjutada mitmel viisil ja mõnel juhul peate teadma keskmisega seotud funktsioone, näiteks standardhälvet. Praegu keskenduge lihtsalt põhimääratlusele.
Kaalutud keskmine ja isotoopid
Looduses esineva konkreetse elemendi iga isotoobi suhtelise osa teadmine võimaldab teil arvutadaaatommassselle elemendi, mis kuna see on keskmine, ei ole ühegi aatomi mass, vaid arv, mis jääb kõige raskemate ja kergemate isotoopide vahele.
Kui kõiki isotoope oli ühesuguses koguses, võite lihtsalt liita iga isotoopi liigi massi ja jagada olemasolevate erinevate isotoopide arvuga (tavaliselt kaks või kolm).
Keskmine aatommass, väljendatuna aatomimassi ühikutes (amu), on alati sarnane massi arvuga, kuid see ei ole täisarv.
Keskmine aatommass: näide
Kloor-35 aatomimass on 34,969 amu ja see moodustab Maal 75,77% kloorist.
Kloor-37 aatomimass on 36,966 amu ja protsentuaalne arv 24,23%.
Kloori keskmise aatommassi arvutamiseks kasutage elemendi perioodilise tabeli teavet (vt Ressursid) (kaalutud) keskmise leidmiseks, kuid muutes protsendid kümnendkohtadeks:
(34,969 \ korda 0,7577) + (36,966 \ korda 0,2423) = 35,45 \ tekst {amu}