Hvis du har en gitt masse av en forbindelse, kan du beregne antall mol. Omvendt, hvis du vet hvor mange mol av forbindelsen du har, kan du beregne massen. For begge beregninger må du vite to ting: den kjemiske formelen til forbindelsen og massetallene til elementene som utgjør den. Massenummeret til et element er unikt for det elementet, og det er oppført rett under elementets symbol i det periodiske systemet. Massetallet til et element er ikke det samme som atomnummeret.
TL; DR (for lang; Leste ikke)
Atommassnummeret til hvert element vises under symbolet i det periodiske systemet. Den er oppført i atommasseenheter, som tilsvarer gram / mol.
Atomnummer og Atomic Mass Number
Hvert element er preget av et unikt antall positivt ladede protoner i kjernen. For eksempel har hydrogen en proton, og oksygen har åtte. Det periodiske systemet er en ordning av elementene i henhold til økende atomnummer. Den første oppføringen er hydrogen, den åttende er oksygen og så videre. Stedet et element inntar i det periodiske systemet, er en umiddelbar indikasjon på dets
Foruten protoner inneholder kjernene til de fleste grunnstoffer også nøytroner. Disse grunnleggende partiklene har ingen ladning, men de har omtrent samme masse som protoner, så de må inkluderes i atommassen. De atommassetall er summen av alle protoner og nøytroner i kjernen. Hydrogenatomet kan inneholde et nøytron, men det gjør det vanligvis ikke, så massetallet av hydrogen er 1. Oksygen har derimot like mange proteiner og nøytroner, noe som øker massetallet til 16. Å trekke et elementets massetall fra dets atommasse forteller deg antall protoner i kjernen.
Finne massenummeret
Det beste stedet å se etter elementets atommassetall er i det periodiske systemet. Den vises under symbolet for elementet. Du kan bli mystifisert av det faktum at dette tallet inneholder i mange versjoner av det periodiske systemet en desimalbrøk, som du ikke ville forvente hvis den ble avledet ganske enkelt ved å legge til protoner og nøytroner.
Årsaken til dette er at tallet som vises er den relative atomvekten, som er avledet fra alle de naturlig forekommende isotoper av elementet vektet med prosentandelen av hver det inntreffer. Isotoper dannes når antall nøytroner i et element er mer eller mindre enn antall protoner. Noen av disse isotoper, som karbon-13, er stabile, men noen er ustabile og forfaller over tid til en mer stabil tilstand. Slike isotoper, slik som karbon-14, er radioaktive.
Så å si alle elementene har mer enn en isotop, så hver har en atommasse som inneholder en desimalfraksjon. For eksempel er atommassen av hydrogen oppført i periodisk tabell 1,008, den for karbon er 12,011 og den for oksygen er 15,99. Uran, med et atomnummer på 92, har tre naturlig forekommende isotoper. Atommassen er 238,029. I praksis avrunder forskere vanligvis massenummer til nærmeste heltall.
Enheter for messe
Enhetene for atommasse har blitt raffinert gjennom årene, og i dag bruker forskere den enhetlige atommasseenheten (amu, eller bare u). Det er definert til å være lik nøyaktig en tolvtedel av massen til et ubundet karbon-12-atom. Per definisjon er massen av en mol av et element, eller Avogadros tall (6,02 x 1023) av atomer, er lik atommassen i gram. Med andre ord, 1 amu = 1 gram / mol. Så hvis massen til ett hydrogenatom er 1 amu, er massen av ett mol hydrogen 1 gram. Massen til ett mol karbon er derfor 12 gram, og uran er 238 gram.