Subatomic particle location charge mass

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1 verview of subatomic particles Subatomic particle location charge mass proton (p + ) nucleus 1+ 1 amu (g/mol) Neutron (n 0 ) nucleus 0 1 amu (g/mol) Electron (e - ) Electron could in energy levels 1-0 amu (g/mol) Amu- atomic mass unit For Funzies: Actual mass of subatomic particles: Proton: g = x g = 1 amu Neutron: g = x g = 1 amu Electron: = x 10-2 g = ~0 amu Isotopes An isotope is an atom with the same number of protons (therefore the same element) but has a different number of neutrons and therefore a different mass number (i.e. hydrogen-1 vs. hydrogen-2; the first hydrogen has a mass of 1 amu and the second hydrogen has a mass of 2 amu) o Boron-10 vs boron-11 Symbol way to write out isotopes: ex #1: This isotope of sulfur has a mass of 34 amu and its atomic number/number of protons is 16. Total mass= protons + neutrons

2 In order to find the number of neutrons subtract the total mass from the number of protons. For the example above (34-16) so there are 1 neutrons. Ex #2: 16 Mass # (protons + neutrons) Atomic # (protons) 1 This isotope of oxygen would be named oxygen-16. The atom would have neutrons (16-=). This isotope of oxygen would be named oxygen-1. The atom would have 10 neutrons (1-=10). *to name an isotope you write the name followed by a hyphen (-) and the mass number. Forces within the atom Strong Nuclear Force: Independent of charge neutrons keep protons together in nucleus Very short distance In nucleus Strongest force Electrostatic Force: Dependent of charge protons and electrons attract one another (attractive force) electrons repel one another (repulsive force) Protons repel one another (repulsive force) Long distance From nucleus to all electrons in electron cloud Weak force Finding the average atomic mass of an atom- this is the mass on the periodic table (takes all isotopes into account; some isotopes are more abundant than others so we must find the weighted average). (mass of isotope #1)(% abundance as a decimal) + (mass of isotope #2)(% abundance as a decimal) = average atomic mass ex: An element has two naturally occurring isotopes. Isotope #1 has a mass of amu and it has a relative abundance of 19.9%, isotope #1 has a mass of

3 amu and it has a relative abundance of 0.1%. What is the identity of the element? ( amu)(0.199) + ( amu)(0.01) = amu which is the average mass of boron (find on the periodic table) Find the percent abundances from the isotope masses. Ex: Hydrogen has 2 isotopes; Hydrogen-1 ( amu) & hydrogen-2 ( amu). Find the percent abundance for each isotope. o Set up the equation like normal except we do not know the percent abundances so we must plug in variables. We do know that they are not equal to each other so we must plug in 2 different variables. o Find the average atomic mass on the periodic table. ( amu)x + ( amu)y = amu h no! There are two variables! Remember that the percent abundances have to add up to 100%. 100% as a decimal is 1 (because 100%/100%=1). Therefore, we know that x + y = 1. Now we can solve for y, y = 1 x. We can substitute that into our original equation: ( amu)x + ( amu)(1-x) = amu The rest is just algebra. You should end up with x= Multiply my 100% to make it into a percent, so x100%= 99.99%. When the problem was set up x was with the first isotope, so that is the percent abundance we found. To find the percent abundance for isotope #2 100% %= 0.01%. Answer: Isotope # % Isotope #2 0.01%

4 Spanish Version Resumen de las partículas subatómicas Subatomic particle location charge mass proton (p + ) nucleus 1+ 1 amu (g/mol) Neutron (n 0 ) nucleus 0 1 amu (g/mol) Electron (e - ) Electron could in energy levels 1-0 amu (g/mol) Unidad de masa atómica Para Funzies: Masa real de partículas subatómicas: Proton: 0, g = 1,672 x g = 1 amu Neutrón: 0, g = 1,674 x g = 1 amu Electrón: = x 10-2g = ~ 0 amu isótopos Un isótopo es un átomo con el mismo número de protones (por lo tanto el mismo elemento) pero tiene un número diferente de neutrones y por lo tanto un número de masa diferente (es decir, hidrógeno-1 frente a hidrógeno-2, el primer hidrógeno tiene una masa de 1 amu y el segundo hidrógeno tiene una masa de 2 amu) o Boron-10 vs boron-11 Símbolo para escribir isótopos: ex #1: Este isótopo de azufre tiene una masa de 34 amu y su número atómico / número de protones es 16.

5 Masa total = protones + neutrones Con el fin de encontrar el número de neutrones sustraer la masa total del número de protones. Para el ejemplo anterior (34-16), hay 1 neutrones. Ex #2: 16 Mass # (protons + neutrons) Atomic # (protons) 1 Este isótopo de oxígeno sería llamado oxígeno-16. El átomo tendría neutrones (16- = ). Este isótopo de oxígeno sería llamado oxígeno-1. El átomo tendría 10 neutrones (1- = 10). * para nombrar un isótopo, escriba el nombre seguido de un guión (-) y el número de masa. Fuerzas dentro del átomo Fuerza nuclear fuerte: Independiente de cargo neutrones mantienen los protones juntos en el núcleo Distancia muy corta En el núcleo Fuerza más fuerte Fuerza electro-estática: Dependiente de cargo protones y electrones se atraen entre sí (fuerza de atracción) los electrones se repelen entre sí (fuerza repulsiva) Los protones se repelen entre sí (fuerza repulsiva) Larga distancia Del núcleo a todos los electrones en la nube de electrones Fuerza débil Determinación de la masa atómica media de un átomo: es la masa de la tabla periódica (toma todos los isótopos en cuenta, algunos isótopos son más abundantes que otros, así que debemos encontrar la media ponderada). (masa de isótopo # 1) (% de abundancia como un decimal) + (masa de isótopo # 2) (% de abundancia como un decimal) = masa atómica media

6 ej: Un elemento tiene dos isótopos de origen natural. El isótopo # 1 tiene una masa de amu y tiene una abundancia relativa de 19.9%, el isótopo # 1 tiene una masa de amu y tiene una abundancia relativa de 0.1%. Cuál es la identidad del elemento? ( amu) (0.199) + ( amu) (0.01) = amu que es la masa media de boro (encontrar en la tabla periódica) Encuentre el porcentaje de abundancia de las masas isotópicas. Ejemplo: El hidrógeno tiene 2 isótopos; Hidrógeno - 1 (1,00725 amu) e hidrógeno - 2 (2, amu). Encuentre el porcentaje de abundancia para cada isótopo. o Establecer la ecuación como normal, excepto que no sabemos el porcentaje de abundancias por lo que debemos conectar las variables. Sabemos que no son iguales entre sí, así que debemos conectar 2 variables diferentes. o Encuentre la masa atómica promedio en la tabla periódica. (1,00725 amu) x + (2, amu) y = 1,00794 amu h no! Hay dos variables! Recuerde que el porcentaje de abundancia tiene que llegar hasta el 100%. 100% como decimal es 1 (porque 100% / 100% = 1). Por lo tanto, sabemos que x + y = 1. Ahora podemos resolver para y, y = 1 - x. Podemos sustituir eso en nuestra ecuación original: (1,00725 amu) x + (2, amu) (1 - x) = 1,00794 amu El resto es álgebra. Usted debe terminar con x = Multiplicar mi 100% para convertirlo en un porcentaje, por lo que 0,9999x100% = 99,99%. Cuando se estableció el problema x fue con el primer isótopo, por lo que es el porcentaje de abundancia que encontramos. Para encontrar el porcentaje de abundancia para el isótopo # 2 100% - 99,99% = 0,01%. Responder: Isótopo # 1 99,99% Isótopo # 2 0,01%