Docstoc

Lesson 29 Atomic Number and Mass - ImlerChemistry

Document Sample
Lesson 29 Atomic Number and Mass - ImlerChemistry Powered By Docstoc
					            Mr.Reed à
Lesson 17  Atomic Number and 
            Mass


        ßMr.Feiock
     Standard deviants 
        Tape 1 III B
Stoichiometry:  atomic number and 
             weights
Objectives:

        1.    The student will explain the relationship
between       atomic number and number of protons.

        2.  The student will calculate numbers of protons,
         neutrons, and electrons, as well as atomic mass and
         mass number.

-       3.  The student will calculate the average atomic mass
for an element, given composition data.
I.          Atomic Number and Mass

             a.      Each element has an atomic number
                      i.      The number of protons found in the 
                      nucleus of an atom is known as its 
                      atomic number (Z)

                           1.      Ex – Hydrogen – 1

                           2.      Ex – Oxygen – 8

                    ii.      If you know the atomic number of an 
                    element, you also know the number of 
                    electrons in the element – they are the same.
b.   Isotopes of the same element have different mass                     
      numbers
                  i.      Atoms of the same element, with the same 
      number of protons, but different numbers of  neutrons, 
      are known as isotopes.
                 
      ii.      Examples:

     1.      Hydrogen or protium – 1 proton, 0 neutrons, 1 
     electron
     2.      Deuterium – 1 proton, 1 neutron, 1 electron
     3.      Tritium – 1 proton, 2 neutrons, 1 electron
     4.      Further Examples:
       Carbon –12  (C12)   6p+, 6n, 6e-
       Carbon –14  (C14)   6p+, 8n, 6e- 

     iii.Isotopes have very similar properties
            iv.      The mass number (A) for any element or isotope 
            is the number of protons and neutrons that it possesses
            Mass number =  (p+  +  n)            
              
            v.      Isotopes can be represented in two different ways
                      1.      By placing the mass number to the upper 
                      left of the symbol and the atomic number to the 
                      lower left of the symbol, for that isotope

                2.      By writing the name of the element 
                followed by a dash and the mass number.  Ex – 
                Hydrogen-2 is the same as deuterium.
                         Elements 
                         Name à
                                                  Atomic 
                                               ßnumber



                          Symbolà




                         Mass 
                         number à

i.     First letter of symbol must always be capitalized, second letter must always 
       be lowercase
ii.    Atomic number is always a whole number
iii.   Mass number or Atomic weight may contain decimals
            d.          The number of neutrons in an element is easy to 
                        find.
                        i.      If you know the mass number of an element, 
                        all you need to do is subtract the atomic number 
                        (protons) from the mass number (protons + 
                        neutrons) to determine the number of neutrons.

                        ii.      Mass number is found on the periodic table 
                        by rounding the atomic mass to the nearest whole 
                        number.
                        
                        iii.      Examples:
                                   number of protons = atomic #
                                   number of electrons = atomic #
                                   number of neutrons = mass # - atomic #
e.   Ions:  when an atom gains or loses an electron an ion is 
     formed.
     i.  For each e- lost a positive charge is gained.
     ii.  For each e- gained a negative charge is gained.
     iii.  Examples    H loses 1 electron forming a H+ ion
                        Mg loses 2 e-, forming a Mg2+ ion
                        O gains 2 e-, forming an O2- ion
     iv.  Presence of a charge will then affect your calculation 
     of how many electrons are in the atom from being equal 
     to the atomic # to (atomic # - charge)
     v.  Example calculations: Mg2+    12p+, 10e- , 12n
                                   O2-       8p+  , 10e- , 8n
 II.    Atomic Mass is expressed in Atomic Mass Units
        a.      The actual masses of atoms are too small to be 
                   worked with easily.
        b.      To simplify calculations, atomic masses are 
                   expressed in arbitrary units.
        c.      For the scale we use, carbon-12 is the standard
        d.      The mass of one carbon-12 atom is defined as 
                   exactly 12.00 atomic mass units.
        e.      This is similar to defining the weight of an egg as 
                   1/12 the mass of a carton of eggs.
        f.        Based on this, the definition of the atomic mass
                   unit is one-twelfth of the mass of the carbon-12 
                   isotope.
        g.      The symbol is amu.
        h.      Atomic Mass is defined as the mass of an atom in 
                   atomic mass units. It is what the masses we have 
                   been working with so far are expressed in.
   Actual Masses of Subatomic 
        Particles in amu
• Mass of a single proton: 1.0073μ

• Mass of a single neutron: 1.0087μ

• Mass of a single electron: 0.000549μ
III.     The periodic table lists average atomic mass

         a.      Atomic masses listed on the periodic table are not 
         rounded numbers – they are all decimals of some sort.

         b.      This is because the mass on the periodic table is a 
         weighted mass, based on the percentage of the naturally 
         occurring isotopes of that atom.

         c.      Weighted averages are used for your grades – here 
         is how they work:
                     i.      Example: Copper has two naturally occurring 
   isotopes: copper-63 and copper-65. The relative abundance of 
   copper-63 is 69.17%; the atomic mass of copper-63 is 62.94 
   amu. The relative abundance of copper-65 is 30.83%; its atomic 
   mass is 64.93 amu. Determine the average atomic mass for 
   copper.
    
   Multiply each mass by the decimal equivalent of the percent for 
   each isotope. Add these together to get the final answer.
    
               (.6917) (62.94) = 43.535598 
               (.3083) (64.93) = 20.017919
                            _________________
                                        63.553517 à rounds to 63.55 amu
Remember not to round off your answer until you have the final answer. Each multiplication problem had 4 significant 
figures, so your final answer has four significant figures.

				
DOCUMENT INFO
Shared By:
Categories:
Tags:
Stats:
views:0
posted:6/9/2014
language:Unknown
pages:18