1 Van klein naar groot: de mol als rekeneenheid - Wisnet

molecuulmassa
Chemisch Rekenen & Zuren en Basen
De verschillende isotopen komen bij ieder element altijd in een vast percentage in de natuur
voor. Het gevolg hiervan is, dat we altijd met de gemiddelde atoommassa kunnen werken.
Een overzicht van isotopen en het percentage waarin ze in de natuur voorkomen staat in
tabel 25 van de Binas.
Als we weten in welke verhouding de isotopen van een element in de natuur voorkomen,
kunnen we de gemiddelde atoommassa berekenen. Wat we nodig hebben zijn de
percentages en de massagetallen.
Voorbeeld
Magnesium heeft drie isotopen, die in de natuur voorkomen, namelijk
Mg-24, Mg-25 en Mg-26.
Deze isotopen komen respectievelijk in de volgende percentages voor:
78.8%, 10.1% en 11.1%.
Bereken de gemiddelde atoommassa van Mg.
Oplossing:
100 atomen hebben een totale massa van:
78.8 • 24 u + 10.1 • 25 u + 11.1 • 26 u = 2432.3 u
De `gemiddelde massa` is dan:
2432.3 : 100 = 24.3 u (afgerond)
Atomen en ionen van hetzelfde element verschillen alleen in het aantal elektronen.
De massa van een ion is gelijk aan de massa van het overeenkomstige atoom, omdat de
massa van een elektron verwaarloosd kan worden ten opzichte van die van een proton en
een neutron.
De molecuulmassa is in feite de massa van een molecuul, uitgedrukt in u; dat komt neer op
de som van de massa's van de kernen van alle atomen in dat molecuul.
De massa van een molecuul kun je bereken door de massa's van de atomen op te tellen.
Je gebruikt hierbij de gemiddelde atoommassa's.
Je kunt natuurlijk ook de relatieve molecuulmassa berekenen.
Voorbeeld
De molecuulmassa van zuurstof, 02 is 2 • 16.0 u = 32.0 u.
De molecuulmassa van ammoniak, NH3 is 1 •14.0 u + 3 • 1.0 u = 17.0 u.
4