Berechnen Sie die relative Masse von Nickel, falls bekannt. So berechnen Sie die Atommasse. Berechnung der Atommasse eines einzelnen Atoms

1. Natürliches Magnesium besteht aus den Isotopen 24Mg, 25Mg und 26Mg. Berechnen Sie die durchschnittliche Atommasse von natürlichem Magnesium, wenn der Gehalt an einzelnen Isotopen in Massenprozent jeweils 78,6 beträgt; 10.1 und 11.3.

2. Natürliches Gallium besteht aus den Isotopen 71Ga und 69Ga. Welcher quantitative Zusammenhang besteht zwischen der Anzahl der Atome dieser Isotope, wenn die durchschnittliche Atommasse von Gallium 69,72 beträgt?

3. Bestimmen Sie die relative Atommasse von Bor, wenn bekannt ist, dass der Stoffmengenanteil des 10B-Isotops 19,6 % und der des 11B-Isotops 80,4 % beträgt.

4. Kupfer hat zwei Isotope: 63Cu und 65Cu. Ihre molaren Anteile an natürlichem Kupfer betragen 73 bzw. 27 %. Bestimmen Sie die durchschnittliche relative Atommasse von Kupfer.

5. Bestimmen Sie die relative Atommasse des Elements Silizium, wenn es aus drei Isotopen besteht: 28Si (Molanteil 92,3 %), 29Si (4,7 %) und 30Si (3,0 %).

6. Natürliches Chlor enthält zwei Isotope: 35Cl und 37Cl. Die relative Atommasse von Chlor beträgt 35,45. Bestimmen Sie den Stoffmengenanteil jedes Chlorisotops.

7. Die relative Atommasse von Neon beträgt 20,2. Neon besteht aus zwei Isotopen: 20Ne und 22Ne. Berechnen Sie den Stoffmengenanteil jedes Isotops in natürlichem Neon.

8. Natürliches Brom enthält zwei Isotope. Molenbruch Isotop 79Br entspricht 55 %. Welches andere Isotop gehört zum Element Brom, wenn seine relative Atommasse 79,9 beträgt?

9. Natürliches Thallium ist eine Mischung der Isotope 203Tl und 205Tl. Bestimmen Sie anhand der relativen Atommasse von natürlichem Thallium Ar(Tl) = 204,38 Isotopenzusammensetzung Thallium in Gew.-%.

10. Natürliches Iridium ist eine Mischung der Isotope 191Ir und 193Ir. Bestimmen Sie anhand der relativen Atommasse von natürlichem Iridium Ar(Ir) = 192,22 die Isotopenzusammensetzung von Iridium in Massen-%.

11. Natürliches Rhenium ist eine Mischung aus 185Re- und 187Re-Isotopen. Bestimmen Sie anhand der relativen Atommasse von natürlichem Rhenium Ar(Re) = 186,21 die Isotopenzusammensetzung von Rhenium in Massen-%.

12. Natürliches Gallium ist eine Mischung der Isotope 69Ga und 71Ga. Bestimmen Sie anhand der relativen Atommasse von natürlichem Gallium Ar(Ga) = 69,72 die Isotopenzusammensetzung von Gallium in Massen-%.

13. Natürliches Chlor besteht aus zwei stabilen Isotopen 35Cl und 37Cl. Berechnen Sie basierend auf der durchschnittlichen relativen Atommasse von Chlor von 35,45 die Isotopenzusammensetzung von Chlor in Massenprozent.

14. Natürliches Silber besteht aus zwei stabilen Isotopen 107Ag und 109Ag. Berechnen Sie basierend auf der durchschnittlichen relativen Atommasse von Silber von 107,87 die Isotopenzusammensetzung von Silber in Massenprozent.

15. Natürliches Kupfer besteht aus zwei stabilen Isotopen 63Cu und 65Cu. Berechnen Sie basierend auf der durchschnittlichen relativen Atommasse von Kupfer von 63,55 die Isotopenzusammensetzung von Kupfer in Massenprozent.

16. Natürliches Brom besteht aus zwei stabilen Isotopen, 79Br und 81Br. Berechnen Sie auf der Grundlage der durchschnittlichen relativen Atommasse von Brom von 79,90 die Isotopenzusammensetzung von Brom in Massenprozent.

17. Natürliches Silizium besteht zu 3,1 Mol-% aus dem Isotop 30Si (mit einer Atommasse von 29,9738) sowie den Isotopen 29Si (mit einer Atommasse von 28,9765) und 28Si (mit einer Atommasse von 27,9770). Berechnen Sie den Gehalt an 29Si und 28Si in % (in Mol).

1. Welches Element ist stärker ausgeprägt? nichtmetallische Eigenschaften: a) an Sauerstoff oder Kohlenstoff; b) Phosphor oder Arsen? Geben Sie eine begründete Antwort basierend auf der Position der Elemente in Periodensystem.

2. Beschreiben Sie Element Nr. 11 gemäß Plan:

Position im Periodensystem

Metall oder Nichtmetall

Atomare Struktur

Elektronische Formel

Anzahl der Elektronen auf der Außenseite Energielevel ob es vollständig ist

Überlegene Oxidformel

Bildet das Element mit Wasserstoff eine flüchtige Verbindung und wenn ja, wie lautet seine chemische Formel?

3. Wie und warum ändern sich die Eigenschaften chemischer Elemente im Laufe der Zeit? Zeigen Sie dies am Beispiel von Elementen der 3. Periode.

4. Berechnen Sie die relative Atommasse von Bor, wenn bekannt ist, dass der Anteil des 10 B-Isotops 19,6 % und der des 11 B-Isotops 80,4 % beträgt. (Antwort: 10.8.)

Lösungen und Antworten:

1. Nichtmetallische Eigenschaften sind in a) Sauerstoff stärker ausgeprägt (da von links nach rechts in Perioden die nichtmetallischen Eigenschaften zunehmen),

b) Phosphor (da in den Gruppen von unten nach oben die nichtmetallischen Eigenschaften aufgrund einer Verringerung des Atomradius verbessert werden).

3. In den Perioden von links nach rechts nehmen die nichtmetallischen Eigenschaften zu und die metallischen Eigenschaften ab, weil Durch die Zunahme der Elektronenzahl in der Valenzschale werden die Elektronen stärker vom Kern angezogen und der Radius des Atoms nimmt ab.

Probleme mit Isotopen

Stufe A

1. Berechnen Sie die Isotopenzusammensetzung (in %) von Wasserstoff (durchschnittliche relative Atommasse).A R = 1,008) und Lithium (A R = 6,9), unter der Annahme, dass jedes Element nur aus zwei Isotopen besteht, deren relative Atommassen sich um eins unterscheiden.

Antwort. Wasserstoff: 1 H – 99,2 % und 2 H – 0,8 %; Lithium: 6 Li – 10 % und 7 Li – 90 %.

2. Die relative Atommasse von natürlichem Wasserstoff beträgt 1,00797. Dieser Wasserstoff ist eine Mischung aus Protiumisotopen ( A R = 1,00782) und Deuterium (A R = 2,0141). Wie hoch ist der Deuteriumanteil im natürlichen Wasserstoff?

Antwort. 0,015%.

3. Geben Sie unter den angegebenen Elementsymbolen Isotope und Isobaren an:

Antwort. Isotope haben die gleichen chemischen Symbole und Isobaren haben die gleichen Atommassen.

4. Natürliches Lithium (A R = 6,9) besteht aus Isotopen mit den Massenzahlen 6 und 7. Wie viel Prozent des ersten Isotopser enthält?

Antwort. 10%.

5. Die Masse eines Atoms des Magnesiumisotops beträgt 4,15 · 10 –23 d. Bestimmen Sie die Anzahl der Neutronen, die der Kern dieses Atoms enthält.

Antwort. 13.

6. Kupfer hat zwei Isotope mit Massenzahlen 63 und 65. Massenanteil Ihr Anteil an natürlichem Kupfer beträgt 73 % bzw. 27 %. Berechnen Sie anhand dieser Daten die durchschnittliche relative Atommasse von natürlichem Kupfer.

Antwort. 63,54.

7. Die durchschnittliche relative Atommasse von natürlichem Chlor beträgt 35,45. Berechnen Sie die Massenanteile zweier seiner Isotope mit den Massenzahlen 35 und 37.

Antwort. 77,5 % und 22,5 %.

8. Bestimmen Sie die relative Atommasse von Bor, wenn die Massenanteile seiner Isotope bekannt sind ( 10 B) = 19,6 % und( 11 B) = 80,4 %.

Antwort. 10,804.

9. Lithium besteht aus zwei natürlichen Isotopen mit der Massenzahl 6 ( 1 = 7,52%) und 7 ( 2 = 92,48 %). Berechnen Sie die relative Atommasse von Lithium.

Antwort. 6,9248.

10. Berechnen Sie die relative Atommasse von Kobalt, wenn bekannt ist, dass zwei seiner Isotope in der Natur vorkommen: mit den Massenzahlen 57 ( 1 = 0,17%) und 59 ( 2 = 99,83%).

Antwort. 58,9966.

11. Die relative Atommasse von Bor beträgt 10,811. Definieren Prozentsatz Im natürlichen Bor gibt es Isotope mit den Massenzahlen 10 und 11.

Antwort. 18,9 % und 81,1 %.

12. Gallium hat zwei natürliches Isotop mit den Massenzahlen 69 und 71. Wie ist der quantitative Zusammenhang zwischen den Atomzahlen dieser Isotope, wenn die relative Atommasse des Elements 69,72 beträgt?

Antwort. 1,78:1.

13. Natürliches Brom hat zwei Isotope mit den Massenzahlen 79 und 81. Die relative Atommasse von Brom beträgt 79,904. Bestimmen Sie den Massenanteil jedes Isotops im natürlichen Brom.

Antwort. 54,8 % und 45,2 %.

Stufe B

1. Silizium hat drei stabiles Isotop – 30 Si (3,05 % (mol.)), 29 Si und 28 Si. Berechnen Sie den Gehalt (in % (Mol)) des häufigsten Siliziumisotops. Wie werden sich die Molmassen von Siliziumdioxid, das unterschiedliche Isotopenzusammensetzungen aufweist, unterscheiden, wenn man bedenkt, dass Sauerstoff drei stabile Isotope mit den Massenzahlen 16, 17 und 18 hat?

Antwort. 94,55 %; 18 Arten von Siliziumdioxidmolekülen.

2. Die Probe besteht aus einer Mischung zweier Isotope eines Elements; 30 % sind ein Isotop, dessen Kern 18 Neutronen hat; 70 % ist ein Isotop, dessen Atomkern 20 Neutronen enthält. Bestimmen Sie die Ordnungszahl eines Elements, wenn die durchschnittliche relative Atommasse des Elements in einem Isotopengemisch 36,4 beträgt.

Antwort. 17.

3. Ein chemisches Element besteht aus zwei Isotopen. Der Kern eines Atoms des ersten Isotops enthält 10 Protonen und 10 Neutronen. Im Kern eines Atoms des zweiten Isotops befinden sich zwei weitere Neutronen. Auf 9 Atome eines leichteren Isotops kommt ein Atom eines schwereren Isotops. Berechnen Sie die durchschnittliche relative Atommasse des Elements.

Antwort. 20,2.

4. Isotop 137 Cs hat eine Halbwertszeit von 29,7 Jahren. 1 g dieses Isotops reagierte explosionsartig mit überschüssigem Wasser. Wie groß ist die Halbwertszeit von Cäsium in der resultierenden Verbindung? Rechtfertige deine Antwort.

Antwort. T 1/2 = 29,7 Jahre.

5. Nach wie vielen Jahren fällt die Menge an radioaktivem Strontium-90 (Halbwertszeit 27 Jahre) durch radioaktiven Fallout aus? Nukleare Explosion, wird weniger als 1,5 % der Menge betragen, die im Moment nach der Atomexplosion entdeckt wurde?

Antwort. 163,35 Jahre.

6. Bei der Methode mit markierten Atomen werden radioaktive Isotope verwendet, um den Weg eines Elements im Körper zu „verfolgen“. So wird einem Patienten mit einer erkrankten Bauchspeicheldrüse ein Präparat des radioaktiven Isotops Jod-131 injiziert (unterzieht sich). – -Zerfall), der es dem Arzt ermöglicht, den Joddurchgang durch den Körper des Patienten zu überwachen. Schreiben Sie eine Gleichung für den radioaktiven Zerfall und berechnen Sie, wie lange es dauert, bis die in den Körper eingebrachte Menge an radioaktivem Jod um das Zehnfache abnimmt (Halbwertszeit 8 Tage).

Antwort.

7. Wie lange wird es dauern, bis drei Viertel des Nickels dadurch in Kupfer umgewandelt werden? – -Zerfall, wenn die Halbwertszeit des Isotops 63 28 Ni ist 120 Jahre alt?

Antwort. 240 Jahre.

8. Finden Sie die Masse des Isotops 81 Sr (Halbwertszeit 8,5 Stunden) verbleibt nach 25,5 Stunden Lagerung, wenn die ursprüngliche Masse 200 mg betrug.

Antwort. 25 mg.

9. Berechnen Sie den Prozentsatz der Isotopenatome 128 I (Halbwertszeit 25 Minuten), bleibt nach 2,5-stündiger Lagerung unzersetzt.

Antwort. 1,5625%.

10. Halbwertszeit – -radioaktives Isotop 24 Na entspricht 14,8 Stunden. Schreiben Sie die Gleichung für die Zerfallsreaktion und berechnen Sie, wie viele Gramm des Tochterprodukts aus 24 g dieses Isotops in 29,6 Stunden entstehen.

Antwort.

11. Isotop 210 Ro, strahlend-Partikel, die in Mischung mit Beryllium in Neutronenquellen verwendet werden. Nach welcher Zeit wird die Intensität solcher Quellen um das 32-fache abnehmen? Die Halbwertszeit des Isotops beträgt 138 Tage.

Antwort. 690 Tage.

Übungen zu Kernreaktionen

1. Wie viele- Und – -Teilchen sollten ihren Kern verloren haben 226 Ra, um ein Tochterelement mit der Massenzahl 206 zu erhalten, das zur Gruppe IV des Periodensystems der Elemente gehört? Benennen Sie dieses Element.

Antwort. 5, 4 – , 206 82 Pb.

2. Kern eines Isotopenatoms 238 92 Durch radioaktiven Zerfall verwandelte sich U in einen Atomkern 226 88 Ra. Wie viele- Und – -Teilchen vom ursprünglichen Kern emittiert wurden?

Aus den Unterrichtsmaterialien erfahren Sie, dass sich die Atome einiger chemischer Elemente in ihrer Masse von den Atomen anderer chemischer Elemente unterscheiden. Der Lehrer erzählt Ihnen, wie Chemiker die Masse von Atomen maßen, die so klein sind, dass man sie selbst mit einem Elektronenmikroskop nicht sehen kann.

Thema: Erste chemische Ideen

Lektion: Relative Atommasse chemischer Elemente

Zu Beginn des 19. Jahrhunderts. (150 Jahre nach der Arbeit von Robert Boyle) schlug der englische Wissenschaftler John Dalton eine Methode zur Bestimmung der Atommasse chemischer Elemente vor. Betrachten wir die Essenz dieser Methode.

Dalton schlug ein Modell vor, nach dem ein Molekül komplexe Substanz enthält nur ein Atom verschiedener chemischer Elemente. Er glaubte beispielsweise, dass ein Wassermolekül aus einem Wasserstoffatom und einem Sauerstoffatom besteht. Teil einfache Substanzen Laut Dalton gibt es auch nur ein Atom Chemisches Element. Diese. Ein Sauerstoffmolekül muss aus einem Sauerstoffatom bestehen.

Und wenn man dann die Massenanteile der Elemente in einer Substanz kennt, kann man leicht bestimmen, wie oft sich die Masse eines Atoms eines Elements von der Masse eines Atoms eines anderen Elements unterscheidet. Daher glaubte Dalton, dass der Massenanteil eines Elements in einer Substanz durch die Masse seines Atoms bestimmt wird.

Es ist bekannt, dass der Massenanteil von Magnesium in Magnesiumoxid 60 % und der Massenanteil von Sauerstoff 40 % beträgt. Wenn wir Daltons Argumentation folgen, können wir sagen, dass die Masse eines Magnesiumatoms mehr Masse Sauerstoffatom um das 1,5-fache (60/40=1,5):

Der Wissenschaftler stellte fest, dass die Masse des Wasserstoffatoms am kleinsten ist, weil Es gibt keinen komplexen Stoff, in dem der Massenanteil an Wasserstoff größer wäre Massenanteil ein weiteres Element. Daher schlug er vor, die Massen der Atome der Elemente mit der Masse eines Wasserstoffatoms zu vergleichen. Und auf diese Weise berechnete er die ersten Werte der relativen (bezogen auf das Wasserstoffatom) Atommassen chemischer Elemente.

Die Atommasse des Wasserstoffs wurde als Einheit angenommen. Und der Wert der relativen Schwefelmasse betrug 17. Aber alle erhaltenen Werte waren entweder ungefähr oder falsch, weil Die damalige experimentelle Technik war alles andere als perfekt und Daltons Annahme über die Zusammensetzung der Substanz war falsch.

1807 – 1817 Schwedischer Chemiker Jons Jakob Berzelius führte umfangreiche Forschungen durch, um die relativen Atommassen der Elemente zu klären. Es gelang ihm, Ergebnisse zu erzielen, die den modernen nahe kommen.

Viel später als mit der Arbeit von Berzelius begann man, die Atommassen chemischer Elemente mit 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms zu vergleichen (Abb. 2).

Reis. 1. Modell zur Berechnung der relativen Atommasse eines chemischen Elements

Die relative Atommasse eines chemischen Elements gibt an, wie oft die Masse eines Atoms eines chemischen Elements größer als 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms ist.

Die relative Atommasse wird mit A r bezeichnet; sie hat keine Maßeinheit, da sie das Verhältnis der Massen der Atome angibt.

Zum Beispiel: A r (S) = 32, d.h. Ein Schwefelatom ist 32-mal schwerer als 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms.

Die absolute Masse von 1/12 eines Kohlenstoffatoms ist eine Referenzeinheit, deren Wert mit hoher Genauigkeit berechnet wird und 1,66 * 10 -24 g oder 1,66 * 10 -27 kg beträgt. Diese Bezugsmasse wird aufgerufen atomare Masseneinheit (a.e.m.).

Es besteht keine Notwendigkeit, sich die Werte der relativen Atommassen chemischer Elemente zu merken; sie sind in keinem Lehrbuch oder Nachschlagewerk der Chemie sowie im Periodensystem von D.I. angegeben. Mendelejew.

Bei der Berechnung werden die Werte der relativen Atommassen üblicherweise auf ganze Zahlen gerundet.

Eine Ausnahme bildet die relative Atommasse von Chlor – für Chlor wird ein Wert von 35,5 verwendet.

1. Aufgaben- und Übungssammlung Chemie: 8. Klasse: zum Lehrbuch von P.A. Orzhekovsky und andere. „Chemie, 8. Klasse“ / P.A. Orzhekovsky, N.A. Titov, F.F. Hegel. – M.: AST: Astrel, 2006.

2. Ushakova O.V. Arbeitsbuch Chemie: 8. Klasse: zum Lehrbuch von P.A. Orzhekovsky und andere. „Chemie. 8. Klasse“ / O.V. Ushakova, P.I. Bespalov, P.A. Orzhekovsky; unter. Hrsg. Prof. P.A. Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (S. 24-25)

3. Chemie: 8. Klasse: Lehrbuch. für die Allgemeinbildung Institutionen / P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005.(§10)

4. Chemie: anorg. Chemie: Lehrbuch. für die 8. Klasse. Allgemeinbildung Institutionen / G.E. Rudzitis, Fyu Feldman. – M.: Bildung, OJSC „Moscow Textbooks“, 2009. (§§8,9)

5. Enzyklopädie für Kinder. Band 17. Chemie / Kapitel. Hrsg. V.A. Wolodin, Ved. wissenschaftlich Hrsg. I. Leenson. – M.: Avanta+, 2003.

Zusätzliche Webressourcen

1. Einheitliche Sammlung digitaler Bildungsressourcen ().

2. Elektronische Version der Zeitschrift „Chemistry and Life“ ().

Hausaufgaben

S.24-25 Nr. 1-7 aus Arbeitsmappe in Chemie: 8. Klasse: zum Lehrbuch P.A. Orzhekovsky und andere. „Chemie. 8. Klasse“ / O.V. Ushakova, P.I. Bespalov, P.A. Orzhekovsky; unter. Hrsg. Prof. P.A. Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006.

Atommasse ist die Summe der Massen aller Protonen, Neutronen und Elektronen, aus denen ein Atom oder Molekül besteht. Im Vergleich zu Protonen und Neutronen ist die Masse der Elektronen sehr klein und wird daher bei Berechnungen nicht berücksichtigt. Obwohl dies aus formaler Sicht falsch ist, ist es häufig so diese Bezeichnung wird verwendet, um die durchschnittliche Atommasse aller Isotope eines Elements anzugeben. Dies ist eigentlich die relative Atommasse, auch genannt atomares Gewicht Element. Das Atomgewicht ist der Durchschnitt der Atommassen aller in der Natur vorkommenden Isotope eines Elements. Chemiker müssen bei ihrer Arbeit zwischen diesen beiden Arten von Atommassen unterscheiden – ein falscher Wert der Atommasse kann beispielsweise zu einem falschen Ergebnis für die Ausbeute einer Reaktion führen.

Schritte

Ermitteln der Atommasse aus dem Periodensystem der Elemente

Erfahren Sie, wie die Atommasse geschrieben wird. Atommasse, also Masse eines gegebenen Atoms oder Moleküle, können ausgedrückt werden in Standardeinheiten SI-Systeme – Gramm, Kilogramm usw. Da die in diesen Einheiten ausgedrückten Atommassen jedoch extrem klein sind, werden sie oft in einheitlichen Atommasseneinheiten, kurz amu, geschrieben. – atomare Masseneinheiten. Eins Atomeinheit Die Masse entspricht 1/12 der Masse des Standardisotops Kohlenstoff-12.

• Die atomare Masseneinheit charakterisiert die Masse ein Mol eines bestimmten Elements in Gramm. Dieser Wert ist für praktische Berechnungen sehr nützlich, da er zur einfachen Umrechnung der Masse verwendet werden kann angegebene Menge Atome oder Moleküle dieser Substanz bei Motten und umgekehrt.

1. Finden Sie die Atommasse im Periodensystem. Meistens Standardtabellen Mendeleev enthält die Atommassen (Atomgewichte) jedes Elements. Typischerweise werden sie als Zahl unten in der Elementzelle aufgeführt, unterhalb der Buchstaben, die das chemische Element darstellen. Normalerweise handelt es sich hierbei nicht um eine ganze Zahl, sondern um einen Dezimalbruch.

   Denken Sie daran, dass das Periodensystem die durchschnittlichen Atommassen der Elemente angibt. Wie bereits erwähnt, sind die relativen Atommassen für jedes Element in angegeben Periodensystem, sind die Durchschnittswerte der Massen aller Isotope eines Atoms. Dieser Durchschnittswert ist für viele praktische Zwecke wertvoll: Beispielsweise wird er zur Berechnung der Molmasse von Molekülen verwendet, die aus mehreren Atomen bestehen. Wenn es sich jedoch um einzelne Atome handelt, reicht dieser Wert meist nicht aus.

   • Da die durchschnittliche Atommasse ein Durchschnitt mehrerer Isotope ist, ist dies bei dem im Periodensystem angezeigten Wert nicht der Fall genau der Wert der Atommasse eines einzelnen Atoms.
   • Die Atommassen einzelner Atome müssen unter Berücksichtigung der genauen Anzahl von Protonen und Neutronen in einem einzelnen Atom berechnet werden.

   Berechnung der Atommasse eines einzelnen Atoms

   1. Finden Sie die Ordnungszahl eines bestimmten Elements oder seines Isotops. Die Ordnungszahl ist die Anzahl der Protonen in den Atomen eines Elements und ändert sich nie. Zum Beispiel alle Wasserstoffatome und nur sie haben ein Proton. Die Ordnungszahl von Natrium beträgt 11, weil es elf Protonen in seinem Kern hat, während die Ordnungszahl von Sauerstoff acht ist, weil es acht Protonen in seinem Kern hat. Die Ordnungszahl jedes Elements finden Sie im Periodensystem – in fast allen Standardversionen wird diese Zahl über der Buchstabenbezeichnung des chemischen Elements angegeben. Die Ordnungszahl ist immer eine positive ganze Zahl.

      • Angenommen, wir interessieren uns für das Kohlenstoffatom. Kohlenstoffatome haben immer sechs Protonen, daher wissen wir, dass ihre Ordnungszahl 6 ist. Darüber hinaus sehen wir im Periodensystem oben in der Zelle mit Kohlenstoff (C) die Zahl „6“, was darauf hinweist, dass die Atomzahl 6 ist Die Kohlenstoffzahl beträgt sechs.
      • Beachten Sie, dass die Ordnungszahl eines Elements nicht eindeutig mit seiner relativen Atommasse im Periodensystem zusammenhängt. Insbesondere bei den Elementen oben in der Tabelle kann es jedoch so aussehen, als ob die Atommasse des Elements doppelt so groß ist Ordnungszahl, sie wird niemals durch Multiplikation der Ordnungszahl mit zwei berechnet.

   2. Finden Sie die Anzahl der Neutronen im Kern. Die Anzahl der Neutronen kann variieren verschiedene Atome das gleiche Element. Wenn zwei Atome desselben Elements die gleiche Anzahl an Protonen haben unterschiedliche Mengen Neutronen, das sind sie verschiedene Isotope dieses Element. Im Gegensatz zur Anzahl der Protonen, die sich nie ändert, ändert sich die Anzahl der Neutronen in Atomen spezifisches Element kann sich oft ändern, daher wird die durchschnittliche Atommasse eines Elements als Dezimalbruch geschrieben, dessen Wert zwischen zwei benachbarten ganzen Zahlen liegt.

      Addieren Sie die Anzahl der Protonen und Neutronen. Dies wird die Atommasse dieses Atoms sein. Ignorieren Sie die Anzahl der Elektronen, die den Kern umgeben – ihre Gesamtmasse ist äußerst gering, sodass sie praktisch keinen Einfluss auf Ihre Berechnungen haben.

   Berechnung der relativen Atommasse (Atomgewicht) eines Elements

   1. Bestimmen Sie, welche Isotope in der Probe enthalten sind. Chemiker bestimmen häufig das Isotopenverhältnis einer bestimmten Probe mithilfe von spezielles Gerät Massenspektrometer genannt. In der Ausbildung werden Ihnen diese Daten jedoch in Form von Werten aus der wissenschaftlichen Literatur in Aufgaben, Tests usw. zur Verfügung gestellt.

      • Nehmen wir in unserem Fall an, dass wir es mit zwei Isotopen zu tun haben: Kohlenstoff-12 und Kohlenstoff-13.

   2. Definieren relativer Inhalt jedes Isotop in der Probe. Für jedes Element kommen unterschiedliche Isotope in unterschiedlichen Verhältnissen vor. Diese Verhältnisse werden fast immer in Prozent ausgedrückt. Einige Isotope kommen sehr häufig vor, während andere sehr selten sind – manchmal so selten, dass sie schwer nachzuweisen sind. Diese Werte können mittels Massenspektrometrie ermittelt oder einem Nachschlagewerk entnommen werden.

      • Nehmen wir an, dass die Konzentration von Kohlenstoff-12 99 % und die von Kohlenstoff-13 1 % beträgt. Andere Kohlenstoffisotope Wirklich existieren, aber in so geringen Mengen, dass in diesem Fall sie können vernachlässigt werden.

   3. Multiplizieren Sie die Atommasse jedes Isotops mit seiner Konzentration in der Probe. Multiplizieren Sie die Atommasse jedes Isotops mit seiner prozentualen Häufigkeit (ausgedrückt als Dezimalzahl). Um Zinsen umzuwandeln Dezimal, einfach durch 100 dividieren. Die resultierenden Konzentrationen sollten immer 1 ergeben.

      • Unsere Probe enthält Kohlenstoff-12 und Kohlenstoff-13. Wenn Kohlenstoff-12 99 % der Probe ausmacht und Kohlenstoff-13 1 %, dann multiplizieren Sie 12 (die Atommasse von Kohlenstoff-12) mit 0,99 und 13 (die Atommasse von Kohlenstoff-13) mit 0,01.
      • Die Nachschlagewerke geben Prozentsätze, basierend auf den bekannten Mengen aller Isotope eines bestimmten Elements. Die meisten Chemielehrbücher enthalten diese Informationen in einer Tabelle am Ende des Buches. Für die zu untersuchende Probe können die relativen Konzentrationen der Isotope auch mit einem Massenspektrometer bestimmt werden.

   4. Addieren Sie die Ergebnisse. Fassen Sie die Multiplikationsergebnisse zusammen, die Sie im vorherigen Schritt erhalten haben. Als Ergebnis dieser Operation ermitteln Sie die relative Atommasse Ihres Elements – den Durchschnittswert der Atommassen der Isotope des betreffenden Elements. Wenn ein Element als Ganzes und nicht ein bestimmtes Isotop eines bestimmten Elements betrachtet wird, wird dieser Wert verwendet.

      • In unserem Beispiel ist 12 x 0,99 = 11,88 für Kohlenstoff-12 und 13 x 0,01 = 0,13 für Kohlenstoff-13. Die relative Atommasse beträgt in unserem Fall 11,88 + 0,13 = 12,01 .
   • Einige Isotope sind weniger stabil als andere: Sie zerfallen in Atome von Elementen mit weniger Protonen und Neutronen im Kern und setzen dabei Partikel frei, aus denen sie bestehen Atomkern. Solche Isotope nennt man radioaktiv.