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relative Atommasse - mir fehlt eine Eselsbrücke
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FernAbi16
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Anmeldungsdatum: 16.09.2014
Beiträge: 53

BeitragVerfasst am: 08 Okt 2014 - 22:49:32    Titel: relative Atommasse - mir fehlt eine Eselsbrücke

Hallo liebe Forengemeinde!

Mein erster Beitrag beschäftigt sich etwas mit den unterschiedlichen Masseangaben, relative u. absolute Atommasse, atomare Masseneinheit etc.

Um mir Sachverhalte merken zu können, muss ich eigentlich immer wissen, wie etwas zustande kommt. Bei Nachforschung zu den diversen Massen usw. habe ich allerdings lauter Fragezeichen in meinem Kopf.

Beginne ich mit der relativen Atommasse:

Die relative Atommasse (u / Da) entspricht 1/12 des Kohlenstoff-Isotop 12C.
Zustande kommt dies anscheinend durch die Anzahl der Nukleonen des Isotops (6 Protonen, 6 Neutronen). Das Isotop hat eine die exakte Atommasse u = 12.

Berechne ich nun die relative Atommasse von Wasserstoff, käme ich auf 1.


Nun eigentlich schon meine erste Frage:

Im Periodensystem stehen von den oben angegebenen Zahlen, abweichende Zahlen.
Liegt das daran, dass die im PES angegebenen Atommassen sich auf den Durchschnitt der vorkommenden Isotope beziehen?
jh8979
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Anmeldungsdatum: 04.07.2012
Beiträge: 2202

BeitragVerfasst am: 08 Okt 2014 - 23:58:55    Titel: Re: relative Atommasse - mir fehlt eine Eselsbrücke

FernAbi16 hat folgendes geschrieben:

Im Periodensystem stehen von den oben angegebenen Zahlen, abweichende Zahlen.
Liegt das daran, dass die im PES angegebenen Atommassen sich auf den Durchschnitt der vorkommenden Isotope beziehen?

i.A. liegt das daran, dass die Bindungsenergie eines Atomkerns nicht klein ist. Darum ist die Masse eines Wasserstoffatoms nicht 1u, sondern größer (weil C12 nicht 6xProton + 6xNeutron ist, sondern wegen der Bindungsenergie etwas weniger).
Hausmann
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Anmeldungsdatum: 22.08.2009
Beiträge: 2955

BeitragVerfasst am: 11 Okt 2014 - 16:16:30    Titel: Re: relative Atommasse - mir fehlt eine Eselsbrücke

FernAbi16 hat folgendes geschrieben:
Liegt das daran, dass die im PES angegebenen Atommassen sich auf den Durchschnitt der vorkommenden Isotope beziehen?

Im wesentlichen ja (Durchschnitt bezüglich der Erdrinde) und für weitere Feinheiten greift man auf eine Nuklidtabelle zurück.
FernAbi16
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Anmeldungsdatum: 16.09.2014
Beiträge: 53

BeitragVerfasst am: 11 Okt 2014 - 19:50:28    Titel:

Danke für eure Antworten,
leider komme ich in diesem Thema im Moment kaum voran, also muss ich noch eine Frage stellen:

Die Einheit der Atommasse ist g oder kg.. Die atomare Masseneinheit ist u (unit) oder Da (Dalton), richtig?

D.H. ein Wasserstoff hat eine Atommasse von ca. 1 g oder 1 Da oder 1 u, korrekt?
jh8979
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Anmeldungsdatum: 04.07.2012
Beiträge: 2202

BeitragVerfasst am: 11 Okt 2014 - 20:08:29    Titel:

FernAbi16 hat folgendes geschrieben:

D.H. ein Wasserstoff hat eine Atommasse von ca. 1 g oder 1 Da oder 1 u, korrekt?

Ein Atom wiegt 1g??
FernAbi16
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Anmeldungsdatum: 16.09.2014
Beiträge: 53

BeitragVerfasst am: 11 Okt 2014 - 20:19:09    Titel:

Ein Mol Wasserstoff, nicht ein Atom - sorry! Very Happy
jh8979
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Anmeldungsdatum: 04.07.2012
Beiträge: 2202

BeitragVerfasst am: 11 Okt 2014 - 20:33:38    Titel:

und 1 mol wiegt 1 u? Smile

Ich glaub ich weiss einfach nicht genau was Du mit dem Satz fragen wolltest...
FernAbi16
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Anmeldungsdatum: 16.09.2014
Beiträge: 53

BeitragVerfasst am: 11 Okt 2014 - 20:52:09    Titel:

Ich glaube, ich weiß es selber nicht so genau.. Very Happy

Ich finde diese ganzen Berechnungen in der Chemie sehr suspekt.
Für Atommassen unterscheiden wir zwischen absoluten und relativen Massen,
die Molekülmasse wird auch molekulare Masse genannt, darf aber in keinem Fall mit der Molmasse bzw. molaren Masseverwechselt werden...

Ich bekomme da einfach keine Ordnung rein, um den Kram langfristig im Kopf zu behalten! Wink
Hausmann
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Anmeldungsdatum: 22.08.2009
Beiträge: 2955

BeitragVerfasst am: 11 Okt 2014 - 21:41:03    Titel:

Also der Reihe nach: Die atomare Masseneinheit u ist definiert als 1/12 der Masse eines C12 - Atoms (so aus dem Gedächtnis) und damit ungefähr gleich der Masse eines Protons oder Neutrons. Sinn der Übung ist es, im atomaren Bereich bequemer rechnen zu können.

Bei der Gelegenheit: Die Massenzahl A eines Atoms gibt die Anzahl von Protonen (= Ordnungszahl = Z) + der Neutronenzahl (N) im Kern an, also
A = Z + N. Schreibweise z.B. . (Anzahlen, keine Massen!)

Drittens, mol / Molzahl / Stoffmenge (n): Das ist die Menge eines Stoffes gleichartiger Teilchen (zum Beispiel Marmeladenbrötchen) von genau soundsoviel Stück (Loschmidt/Avogadro), also Gesamtzahl N = Stoffmenge .

Was nun viertens die Masse angeht (beim chemischen Rechnen): Ein Mol einer bestimmten chemischen Substanz X (also N_A Stück) hat eine bestimmte "molare" Masse M(X), angegeben im PSdE als Viefache von u. Meinetwegen Gramm. Das ist, wie schon angegeben, ein Mittelwert (für den Chemiker). Deine Barren Gold haben also Masse.


Zuletzt bearbeitet von Hausmann am 19 Okt 2014 - 03:16:25, insgesamt einmal bearbeitet
FernAbi16
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Anmeldungsdatum: 16.09.2014
Beiträge: 53

BeitragVerfasst am: 12 Okt 2014 - 20:53:29    Titel:

Ich versuche gerade mir eine Übersicht zu erarbeiten.

Meine ersten Ansätze:

Atomare Masseneinheit
Formelsymbol: m
Einheit Da / u
1 u = 1,6605 * 10^-27kg

relative Atommasse:
Formelsymbol: A_r
Einheit: dimensionslos
Ablesbar aus dem Periodensystem

absolute Atommasse:
Formelsymbol: m_a
Einheit: kg / g

Wie kann ich nun aus der relativen Atommasse eine absolute Atommasse machen? Ist eine Berechnung alleine mit dem Wert der atomaren Masseneinheit und der abgelesenen relativen Atommasse im PES möglich oder ist es notwendig Die Avogadrokonstante mit einzubeziehen?
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