Springen naar inhoud

Relatieve atoommassa en atoommassa


  • Log in om te kunnen reageren

#1

xxmariatjuh

    xxmariatjuh


  • >25 berichten
  • 74 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 16 maart 2012 - 20:41

In mijn boek staat dat de atoommassa van een waterstofatoom 1,67 x 10-24gram is.
In mijn binas staat dat de relatieve atoommassa van waterstof 1,00797 is.
Zit er een verschil tussen "realtieve atoommassa" en "atoommassa?

Dit forum kan gratis blijven vanwege banners als deze. Door te registeren zal de onderstaande banner overigens verdwijnen.

#2

Typhoner

    Typhoner


  • >1k berichten
  • 2446 berichten
  • VIP

Geplaatst op 16 maart 2012 - 20:56

In mijn boek staat dat de atoommassa van een waterstofatoom 1,67 x 10-24gram is.
In mijn binas staat dat de relatieve atoommassa van waterstof 1,00797 is.
Zit er een verschil tussen "realtieve atoommassa" en "atoommassa?


atoommassa is gewoon de massa: in kg, g, ton, whatever
relatieve atoommassa is als volgt: één atoom koolstof-12 heeft een massa van '12', en zo kan je alle andere massa's in termen hiervan uitdrukken
This is weird as hell. I approve.

#3

xxmariatjuh

    xxmariatjuh


  • >25 berichten
  • 74 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 16 maart 2012 - 20:58

atoommassa is gewoon de massa: in kg, g, ton, whatever
relatieve atoommassa is als volgt: één atoom koolstof-12 heeft een massa van '12', en zo kan je alle andere massa's in termen hiervan uitdrukken


Maar als je dan bijvoorbeeld de atoommassa van waterstof in je binas wilt opzoeken, waar moet je dan kijken?

#4

aadkr

    aadkr


  • >5k berichten
  • 5441 berichten
  • Pluimdrager

Geplaatst op 16 maart 2012 - 21:19

In tabel 38 in mijn binas boek staat dat de relatieve atoommassa van een waterstofatoom gelijk is aan 1,00797 u
Als je bedenkt dat 1u=LaTeX
Dan kun je ook de massa berekenen

#5

aadkr

    aadkr


  • >5k berichten
  • 5441 berichten
  • Pluimdrager

Geplaatst op 16 maart 2012 - 21:38

Boven in mijn beeld zie ik staan: Minicursussen
Als je daarop klikt, die je de cursus staan:""Het begrip Mol""
Deze cursus is geschreven door Jan van de Velde
Kijk daar eens naar.

#6

Thionyl

    Thionyl


  • >1k berichten
  • 1595 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 17 maart 2012 - 00:55

Weer niet of je die minicursus hebt bekeken, maar het kan ook zijn dat dat te ingewikkeld werd.
Het antwoord is eigenlijk simpel.

De natuur heeft bedacht?? dat er meerdere manieren waren om bijv. een koolstof-atoom te maken. Die reageren chemisch vrijwel hetzelfde, maar wijken iets af in de hoeveelheid neutronen en dus in massa. Om toch een chemische reactie netjes te kunnen berekenen gaan we dus uit van een gemiddelde daarvan en dat noemen we de relatieve atoom-massa.

Broom is een goed voorbeeld, de relatieve massa is ca 80 u. Maar eigenlijk is er een (bijna) fifty-fifty verdeling tussen 2 soorten Broom. De één is 81 u en de ander 79 u, dus gemiddeld 80 u en daar rekenen we dan mee en derhalve noemen we het een relatieve atoommassa. Als je voor relatief het woord gemiddeld neemt kom je aardig in de juiste richting.

#7

Benm

    Benm


  • >5k berichten
  • 8804 berichten
  • VIP

Geplaatst op 17 maart 2012 - 02:07

Naja, niet helemaal denk ik. De relatieve atoommassa is een getal uitgedrukt in u, waarbij waterstof ongeveer 1 weegt, en broom ongeveer 80. Isotopen van koolstof wegen volgens die methode bijvoorbeeld 11, 12, 13 en 14, in de natuurlijke verhouding komt dat gemiddeld op 12.01 zo ongeveer.

Uitgedrukt in kilogrammen krijg je getallen in de orde van 10e-26, niet heel praktisch als je kernen met elkaar wilt vergelijken.
Victory through technology

#8

Thionyl

    Thionyl


  • >1k berichten
  • 1595 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 17 maart 2012 - 11:52

Mijn verhaal klopt ook niet helemaal, maar dat moet je een stap verder gaan. Eigenlijk moet je dan eens gaan googlen op het getal van Avogadro.

Het is ondoenlijk om één atoom of molekuul te gaan wegen. Hoewel je daar wel de u gebruikt om een atoommassa uit te drukken en ook daar gebruik je in de chemie een gemiddelde.

Dus wat is er bedacht? Vermenigvuldig al die massa's met het getal van Avogadro en je krijgt een hoeveelheid atomen die wel (practisch) weegbaar zijn en tegelijk een relatie hebben met de echte (of gemiddelde) atoom-en molekuulmassa's.

Dus atoommassa H = 1 u en de relatieve atoommassa is dan gewoon 1 en zo voor alle atomen. Daarmee kun je dan de eenheden zelf bepalen voor je reactie zodat je practisch kan werken ermee en de verhoudingen blijven kloppen. En meestal afgerond op hele en halven.

Als je echt wil gaan rekenen met echte atoommassa's, dan moet je ook rekening gaan houden met isotopen enz., maar in chemie-reacties is dat niet gebruikelijk. Dat is meer iets wat bij natuurkunde hoort, want er bestaan nu eenmaal geen halve enz. atomen.

En die getalletjes staan in de Binas in een tabel voor relatieve atoommassa's (en dat is zonder eenheid!), hoewel ik daar ook wel eens slordig in ben.

Broom blijft een mooi voorbeeld. De isotopenverhouding is ca 49% en 51% (of omgekeerd) van Br-79 en Br-81. Br-80 komt dus bijna niet voor en verwaarlozen we dus in de chemie. Daarmee wordt de gemiddelde atoommassa :

(49%x79+51%x81)/100% = 80 u (afgerond!) en relatief 80.

Doe je hetzelfde voor Chloor (met 3 isotopen),dan kom je op 35,5 u

Er wordt dus gerekend met atomen (en massa's) die niet eens voorkomen. Dat kan wel eens verwarrend zijn.





0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures