CHAPTER 3 2009-Zumdahl - 3. a.(atomicnumber)but b. Z X A...

Info iconThis preview shows pages 1–3. Sign up to view the full content.

View Full Document Right Arrow Icon
CHAPTER 3 - STOICHIOMETRY   3.1  Isotopes and Atomic Masses  a . Isotopes are a toms that contain the same number of protons (atomic number) but      different number of neutrons. b. Isotopes are represented by the symbol:     A Z i-Where  A  = mass number (number of protons + neutrons), and  Z  = atomic number (number of  protons).  ii-In neutral atoms the number of protons and electrons are equal. The number of neutrons is ( A  -  Z ).   *if the proton-neutron ratio is far from 1, it is more likely to be unstable and radioactive c. Isotope carbon-12 ( 12 C) is assigned a  relative mass  of exactly 12 am u  (atomic mass unit).   d. The masses of all other atoms are assigned values relative to this carbon-12.  e.  Mass Spectrometer -an instrument which can measure the masses and relative       concentrations of atoms and molecules. i-  What the mass spectrometer output looks like: ii- The output from the chart recorder is usually simplified into a "stick diagram". This shows the  relative current produced by ions of varying mass/charge ratio. iii-The stick diagram for molybdenum looks lilke this: iv- You may find diagrams in which the vertical axis is labelled as either "relative abundance" or  "relative intensity". Whichever is used, it means the same thing. The vertical scale is related to  the current received by the chart recorder, which corresponds to the number of ions arriving at  the detector: the greater the current, the more abundant the ion. 1
Background image of page 1

Info iconThis preview has intentionally blurred sections. Sign up to view the full version.

View Full DocumentRight Arrow Icon
v- As you will see from the diagram, the most common ion has a mass/charge ratio of 98. Other  ions have mass/charge ratios of 92, 94, 95, 96, 97 and 100. vi-That means that molybdenum consists of 7 different isotopes. Assuming that the ions all have  a charge of 1+, that means that the masses of the 7 isotopes on the carbon-12 scale are 92, 94,  95, 96, 97, 98 and 100. f. Calculating Average Atomic Masses from Relative Abundances i- Since most elements are made up of different isotopes (with different relative masses), the  average atomic masses of these elements are calculated based on the relative natural  abundance of the isotopes and the masses of individual isotopes.  For a given # of isotopes: Average    Relative Abundance Atomic  Atomic = --------------------- x Mass + ... Mass    100 Isotope Example 3.1A Calculating Average Atomic Masses from Relative Abundances A sample of metal “M” is vaporized and injected into a mass spectrometer.  The mass spectrum tells us  that 60.10% of the metal is present as  69 M and 39.90% is present as  71 M.  The mass values for  69 M and 
Background image of page 2
Image of page 3
This is the end of the preview. Sign up to access the rest of the document.

This note was uploaded on 06/20/2011 for the course CHEM 111A taught by Professor Hockings during the Fall '08 term at Washington University in St. Louis.

Page1 / 21

CHAPTER 3 2009-Zumdahl - 3. a.(atomicnumber)but b. Z X A...

This preview shows document pages 1 - 3. Sign up to view the full document.

View Full Document Right Arrow Icon
Ask a homework question - tutors are online