Sisu
- Mis on aatomid?
- Isotoobid ja massiarv
- Keskmine massvalem
- Kaalutud keskmine ja isotoobid
- Keskmine aatommass: näide
Keskmise mõiste mõistmine on üks levinumaid ülesandeid, mida peate andmetega töötava lootustandva teadlasena täitma. Sageli kohtate proovi sarnastest objektidest, mis erinevad üksiku uuritava omaduse, näiteks massi järgi.
Võib juhtuda, et peate isegi arvutama objektide rühma, näiteks aatomite, keskmise massi, mida te ei saa otseselt kaaluda.
Enamik looduses esinevatest 92 aatomist on kahes või enamas veidi erinevas vormis, mida nimetatakse isotoopideks. Sama elemendi isotoobid erinevad üksteisest ainult nende tuumades sisalduvate neutronite arvu poolest.
Kasulik võib olla nende kõigi põhimõtete rakendamine koos, et saada aatomite valiku keskmine mass, mis on võetud teadaolevast erinevate isotoopide kogumist.
Mis on aatomid?
Aatomid on elemendi väikseim individuaalne ühik, mis koosneb selle elemendi kõigist omadustest. Aatomid koosnevad tuumast, mis sisaldab prootoneid ja neutroneid ja mida tiirleb peaaegu massitu elektron.
Prootonid ja neutronid kaaluvad umbes sama palju. Iga prooton sisaldab positiivse elektrilaengu suurust, mis on suurusjärgus võrdne ja mis on elektroni tähisega vastupidine (negatiivne), samas kui neutronitel puudub netolaeng.
Aatomeid iseloomustab eeskätt nende aatomiarv, mis on lihtsalt prootonite arv aatomis. Elektronide liitmisel või lahutamisel luuakse laetud aatom, mida nimetatakse iooniks, samal ajal kui neutronite arvu muutmine loob aatomi isotoobi ja seega elemendi.
Isotoobid ja massiarv
Aatomi massiarv on prootonite ja neutronite arv. Näiteks kroomil (Cr) on 24 prootonit (määratledes seda elementi kroomi kujul) ja selle kõige stabiilsemal kujul - st looduses kõige sagedamini esinevaks isotoobiks - on 28 neutronit. Selle massiarv on seega 52.
Elemendi isotoobid on välja kirjutatud nende massiarvu järgi. Seega on 6 prootoni ja 6 neutroniga süsiniku isotoop süsinik-12, samas kui ühe täiendava neutroniga raskem isotoop on süsinik-13.
Enamik elemente esinevad 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 aga isotoopide laiemat jaotust.
Keskmine massvalem
Matemaatiline keskmine on lihtsalt kõigi valimis sisalduvate üksikute tulemuste summa, mis on jagatud valimis sisalduvate üksuste koguarvuga. Näiteks viie õpilasega klassis, kes saavutasid hindepunktid 3, 4, 5, 2 ja 5, oleks klassi keskmine viktoriinil (3 + 4 + 5 + 2 + 5) ÷ 5 = 3,8.
Keskmist massivõrrandit saab kirjutada mitmel viisil ja mõnel juhul peate teadma keskmisega seotud omadusi, näiteks standardhälvet. Praegu keskenduge lihtsalt põhimääratlusele.
Kaalutud keskmine ja isotoobid
Teades looduses esineva konkreetse elemendi iga isotoobi suhtelist osa saab arvutada aatommass selle elemendi massist, mis kuna see on keskmine, ei ole ühegi aatomi mass, vaid arv, mis asub esinevate raskeimate ja kergeimate isotoopide vahel.
Kui kõiki isotoope oleks samas koguses, siis võiksite lihtsalt liita iga isotoobi liigi massi ja jagada selle erinevat tüüpi isotoopide arvuga (tavaliselt kaks või kolm).
Keskmine aatommass, väljendatuna aatommassiühikutes (amu), on alati sarnane massiarvuga, kuid see ei ole täisarv.
Keskmine aatommass: näide
Kloor-35 aatommass on 34,969 amu ja see moodustab 75,77% Maa kloorist.
Kloor-37 aatommass on 36,966 amu ja protsentuaalne arvukus 24,23%.
Kloori keskmise aatommassi arvutamiseks kasutage elemendi perioodilisustabelis olevat teavet (vt ressursse), et leida (kaalutud) keskmine, kuid protsentide muutmiseks kümnendkohtadeks:
(34,969 × 0,7577) + (36,966 × 0,2423) = 35,45 amu