Chemisch rekenen & zuren en basen - Wisnet

eenheid van lading
atoommassa
atomaire
massaeenheid
relatieve
atoommassa
isotoop
Chemisch Rekenen & Zuren en Basen
1 Van klein naar groot: de mol als rekeneenheid
1.1 Eenheden
Het is bij metingen gemakkelijk om een passende eenheid te kiezen. De afstand
Amsterdam-Parijs wordt gemeten in km en niet in cm. Het laadvermogen van een schip
wordt uitgedrukt in tonnen (1 ton = 1000 kg) en niet in gram.
Voor de lading van een proton en een elektron gebruiken we als eenheid van lading de
coulomb (C). Bij elementaire deeltjes als protonen en elektronen gebruiken we liever een
minder grove eenheid van lading als maatstaf. Daarom werd een nieuwe eenheid
gedefinieerd, nl. de eenheid van lading, die precies gelijk is aan de lading van een
proton. De lading van een proton werd dus +1 en die van een elektron -1.
De massa van een proton, elektron en neutron wordt uitgedrukt in kg. Als het
atoomnummer en het massagetal van een element bekend zijn, dan kun je dus de
atoommassa van een element berekenen. Maar ook hier geldt, dat de kilogram een
onhandige rekeneenheid is. Daarom is gekozen voor een veel kleinere eenheid, de
zogenaamde atomaire massaeenheid u. Deze eenheid is gedefinieerd als de massa van
1/12 deel van het koolstofatoom 12 C en bedraagt 1,66054 • 10 -27 kg.
1u = 1,66054 • 10 –27
Bij berekeningen wordt meestal gewerkt met de relatieve atoommassa: de getalwaarde
blijft dan hetzelfde, maar de eenheid vervalt. De atoommassa wordt als het ware
vergeleken met de massa-eenheid.
De relatieve atoommassa van de elementen kun je vinden in het Periodiek Systeem. In
de Binas staan in tabel 40A nauwkeurige waarden en in tabel 99 afgeronde waarden. Met
die getalwaarden lijkt iets merkwaardigs aan de hand te zijn. De massa van proton en
neutron is ongeveer gelijk aan de atomaire massaeenheid. De massa van een elektron is
te verwaarlozen ten opzichte van de atomaire massaeenheid. Je zou daarom verwachten,
dat de massa van atomen ongeveer een geheel getal is. Een atoom bestaat immers uit
een geheel aantal protonen plus neutronen. Voor een aantal elementen is dat ook het
geval. Kijk bij voorbeeld maar naar fluor (19,00) en calcium (40,08).
Anders Iigt het bij koper. De relatieve atoommassa van koper bedraagt 63,546. Dat komt,
doordat er koperatomen bestaan met massagetal 63 (29 p + 34 n) en met massagetal 65
(29 p + 36 n). Dat zijn dus:
Cu en Cu, ook wel aangeduid als Cu-63 en Cu-65. Dit verschijnsel wordt isotopie
genoemd.
Isotopen verschillen uitsluitend, doordat ze een verschillend aantal neutronen in de kern
hebben.
Isotopen van een element hebben chemisch gezien dezelfde eigenschappen, omdat de
structuur van de elektronenwolk niet verschilt. In andere opzichten kunnen ze van elkaar
verschillen. Zo kan van een element het ene isotoop radioactief zijn en het andere niet.
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.
5