Massa atomica è la somma di tutti i protoni, neutroni ed elettroni in un singolo atomo o molecola. La massa di un elettrone è così piccola che può essere ignorata e non presa in considerazione. Sebbene tecnicamente scorretto, il termine massa atomica viene spesso utilizzato anche per riferirsi alla massa atomica media di tutti gli isotopi di un elemento. Questa seconda definizione è in realtà massa atomica relativa, che è anche conosciuta come peso atomico un elemento. Il peso atomico tiene conto della massa media degli isotopi naturali dello stesso elemento. I chimici devono distinguere tra questi due tipi di massa atomica per guidare il loro lavoro: ad esempio, un valore di massa atomica errato può portare a calcoli errati dei risultati sperimentali.
Fare un passo
Metodo 1 di 3: Lettura della massa atomica nella tavola periodica
Passaggio 1. Capire come rappresentare la massa atomica
La massa atomica è la massa di un atomo o di una molecola. La massa atomica può essere espressa in unità di massa SI standard: grammi, chilogrammi, ecc. Tuttavia, poiché la massa atomica è molto piccola quando espressa in queste unità, la massa atomica è spesso espressa in unità di massa atomica composte (solitamente abbreviate u o amu). Lo standard per un'unità di massa atomica è 1/12 della massa dell'isotopo standard del carbonio-12.
L'unità di massa atomica esprime la massa di una mole di un elemento o di una molecola in grammi. Questa è una proprietà molto utile nei calcoli pratici perché questa unità rende facile convertire tra masse e moli di quantità di atomi o molecole dello stesso tipo
Passaggio 2. Trova la massa atomica nella tavola periodica
La maggior parte delle tavole periodiche elenca la massa atomica relativa (peso atomico) di ciascun elemento. Questa massa è quasi sempre elencata come un numero nella parte inferiore della griglia degli elementi nella tabella, sotto un simbolo chimico che legge una o due lettere. Questo numero è solitamente rappresentato come un decimale anziché come un numero intero.
- Si noti che le masse atomiche relative elencate nella tavola periodica sono i valori medi dei relativi elementi. Gli elementi chimici hanno isotopi diversi: forme chimiche che hanno masse diverse a causa dell'aggiunta o della sottrazione di uno o più neutroni dal nucleo atomico. Pertanto, la massa atomica relativa elencata nella tavola periodica può essere utilizzata come valore medio per gli atomi di un particolare elemento, ma no come massa di un singolo atomo dell'elemento.
- Le masse atomiche relative, come quelle che si trovano nella tavola periodica, vengono utilizzate per calcolare le masse molari di atomi e molecole. La massa atomica, se rappresentata in amu come nella tavola periodica, tecnicamente non ha unità. Tuttavia, moltiplicando la massa atomica per 1 g/mol otteniamo una quantità che può essere utilizzata per la massa molare dell'elemento: la massa (in grammi) di una mole di un atomo dell'elemento.
Passaggio 3. Comprendi che i valori nella tavola periodica sono le masse atomiche medie per un elemento
Come già spiegato, la massa atomica relativa elencata per ciascun elemento nella tavola periodica è il valore medio di tutti gli isotopi dell'atomo. Questa media è importante per molti calcoli pratici, ad esempio per calcolare la massa molare di una molecola composta da diversi atomi. Tuttavia, quando si lavora con singoli atomi, questo numero a volte non è sufficiente.
- Il valore nella tavola periodica non è un valore esatto per ogni singola massa atomica perché è una media di diversi tipi di isotopi.
- Le masse atomiche per i singoli atomi devono essere calcolate tenendo conto del numero esatto di protoni e neutroni in un singolo atomo.
Metodo 2 di 3: Calcolo della massa atomica per singoli atomi
Passaggio 1. Trova il numero atomico dell'elemento o dell'isotopo
Il numero atomico è il numero di protoni in un elemento e non ha un numero variabile. Ad esempio, tutti gli atomi di idrogeno, e solo gli atomi di idrogeno, hanno un protone. Il sodio ha numero atomico 11 perché il suo nucleo ha undici protoni, mentre l'ossigeno ha numero atomico 8 perché il suo nucleo ha otto protoni. Puoi trovare il numero atomico di qualsiasi elemento nella tavola periodica, in quasi tutte le tavole periodiche standard. Il numero atomico è il numero sopra il simbolo chimico che legge una o due lettere. Questo numero è sempre un numero intero positivo.
- Supponiamo di lavorare con atomi di carbonio. Il carbonio ha sempre sei protoni. Quindi, sappiamo che il suo numero atomico è 6. Vediamo anche nella tavola periodica che la casella per il carbonio (C) ha il numero "6" in alto, che indica che il numero atomico del carbonio è sei.
- Nota che il numero atomico di un elemento non ha alcun effetto diretto sulla sua massa atomica relativa poiché è scritto nella tavola periodica. Mentre sembra probabile che la massa atomica di un atomo sia il doppio del suo numero atomico (specialmente tra gli elementi nella parte superiore della tavola periodica), la massa atomica non viene mai calcolata moltiplicando il numero atomico di un elemento per due.
Passaggio 2. Trova il numero di neutroni nel nucleo
Il numero di neutroni può variare per gli atomi di un particolare elemento. Sebbene due atomi con lo stesso numero di protoni e diverso numero di neutroni siano lo stesso elemento, sono diversi isotopi dell'elemento. A differenza del numero di protoni in un elemento che non cambia mai, il numero di neutroni negli atomi di un dato elemento può variare, quindi la massa atomica media dell'elemento deve essere rappresentata come un valore decimale tra due numeri interi.
- Il numero di neutroni può essere determinato determinando l'isotopo di un elemento. Ad esempio, il carbonio-14 è un isotopo radioattivo naturale del carbonio-12. Vedrai spesso gli isotopi assegnati a un piccolo numero in alto (apice) prima del simbolo dell'elemento: 14C. Il numero di neutroni si calcola sottraendo il numero di protoni dal numero di isotopi: 14 – 6 = 8 neutroni.
- Supponiamo che l'atomo di carbonio con cui stiamo lavorando abbia sei neutroni (12C). È l'isotopo più comune del carbonio, costituendo quasi il 99% di tutti gli atomi di carbonio. Tuttavia, circa l'1% degli atomi di carbonio ha 7 neutroni (13C). Gli altri tipi di atomi di carbonio, che hanno più o meno di 6 o 7 neutroni, sono pochissimi.
Passaggio 3. Sommare i conteggi di protoni e neutroni
Questa è la massa atomica dell'atomo. Non preoccuparti del numero di elettroni che orbitano attorno al nucleo: la massa combinata è così piccola che nella maggior parte dei casi pratici questa massa non influenzerà davvero la tua risposta.
- Il nostro atomo di carbonio ha 6 protoni + 6 neutroni = 12. La massa atomica di questo particolare atomo di carbonio è 12. Tuttavia, se l'atomo è un isotopo del carbonio-13, sappiamo che l'atomo ha 6 protoni + 7 neutroni = peso atomico di 13.
- Il peso atomico effettivo del carbonio-13 è 13.003355 e questo peso è più accurato perché è stato determinato sperimentalmente.
- La massa atomica è quasi uguale al numero di isotopi di un elemento. Ai fini del calcolo di base, il numero di isotopi è uguale alla massa atomica. Quando determinata sperimentalmente, la massa atomica è leggermente maggiore del numero di isotopi a causa del contributo di massa molto piccolo degli elettroni.
Metodo 3 di 3: Calcolo della massa atomica relativa (peso atomico) di un elemento
Passaggio 1. Determinare gli isotopi presenti nel campione
I chimici spesso determinano le proporzioni isotopiche relative in un campione utilizzando uno strumento speciale chiamato spettrometro di massa. Tuttavia, nelle lezioni di chimica per studenti e studenti universitari, queste informazioni ti vengono spesso fornite nei test scolastici, ecc., Sotto forma di voti che sono stati determinati nella letteratura scientifica.
Per i nostri scopi, diciamo che stiamo lavorando con gli isotopi carbonio-12 e carbonio-13
Passaggio 2. Determinare l'abbondanza relativa di ciascun isotopo nel campione
In un dato elemento, diversi isotopi si verificano in proporzioni diverse. Questa proporzione è quasi sempre indicata in percentuale. Alcuni isotopi hanno proporzioni molto comuni, mentre altri sono estremamente rari, a volte così rari che queste proporzioni sono appena rilevabili. Queste informazioni possono essere determinate tramite spettrometria di massa o da libri di riferimento.
Supponiamo che l'abbondanza di carbonio-12 sia del 99% e l'abbondanza di carbonio-13 sia dell'1%. Esistono altri isotopi di carbonio, ma in quantità così piccole che possono essere trascurati in questo problema di esempio
Passaggio 3. Moltiplicare la massa atomica di ciascun isotopo per la sua proporzione nel campione
Moltiplica la massa atomica di ciascun isotopo per la sua abbondanza percentuale (scritta in decimale). Per convertire una percentuale in decimale, dividi semplicemente la percentuale per 100. Il numero di percentuali che sono state convertite in decimale sarà sempre 1.
- Il nostro campione contiene carbonio-12 e carbonio-13. Se il carbonio-12 costituisce il 99% del campione e il carbonio-13 costituisce l'1% del campione, moltiplicare 12 (massa atomica del carbonio-12) per 0,99 e 13 (massa atomica del carbonio-13) per 0,01.
- I libri di riferimento ti daranno le proporzioni percentuali basate su tutte le quantità conosciute degli isotopi di un elemento. La maggior parte dei libri di testo di chimica include queste informazioni in una tabella alla fine del libro. Lo spettrometro di massa può anche determinare la proporzione del campione da testare.
Passaggio 4. Somma i risultati
Somma i risultati della moltiplicazione che hai fatto nel passaggio precedente. Il risultato di questa somma è la massa atomica relativa del tuo elemento - la media delle masse atomiche degli isotopi del tuo elemento. Quando si discutono gli elementi in generale e non gli isotopi specifici dell'elemento, viene utilizzato questo valore.
