Definizione di massa atomica, tipi, come calcolarlo, esempi

IL massa atomica È la quantità di materia presente in un atomo, che può essere espresso in unità fisiche ordinarie o in unità di massa atomica (UMA o U). Un atomo è vuoto in quasi tutta la sua struttura; elettroni che sono sfocati nelle regioni chiamate orbitali, dove vi è una certa probabilità di trovarli e il loro nucleo.

Nel nucleo dell'atomo ci sono protoni e neutroni; Il primo con cariche positive, mentre i secondi con carico neutro. Queste due particelle subatomiche hanno una massa molto maggiore di quella dell'elettrone; Pertanto, la massa di un atomo è governata dal suo nucleo e non dal vuoto o dagli elettroni.

Le principali particelle subatomiche e la massa del nucleo. Fonte: Gabriel Bolívar.

La massa di un elettrone è di circa 9,1 · 10^-31 kg, mentre il protone 1.67 · 10^-27 kg, essendo il rapporto di massa di 1.800; cioè, un protone "pesa" 1.800 volte più di un elettrone. Allo stesso modo la stessa cosa accade con le masse di neutrone ed elettrone. Ecco perché il contributo di massa dell'elettrone a fini ordinari è considerato trascurabile.

Per questo motivo, di solito si presume che la massa dell'atomo o la massa atomica dipenda solo dalla massa del nucleo; che a sua volta, consiste nella somma del tema di neutroni e protoni. Da questo ragionamento emergono due concetti: numero di massa e massa atomica, entrambi intimamente correlati.

Avendo così tanto "vuoto" negli atomi, e poiché la sua massa è quasi interamente il nucleo, si prevede che quest'ultimo sarà straordinariamente denso.

Se prendessimo questo vuoto a qualsiasi corpo o oggetto, le sue dimensioni sarebbero drasticamente. Inoltre, se potessimo costruire un piccolo oggetto basato su nuclei atomici (senza elettroni), allora ciò avrebbe una massa di milioni di tonnellate.

D'altra parte, le masse atomiche aiutano a distinguere atomi diversi dallo stesso elemento; Questi sono, gli isotopi. Avere isotopi più abbondanti di altri, è necessario stimare una media delle masse atomiche per un determinato elemento; media che può variare dal pianeta sul pianeta o da una regione spaziale all'altra.

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Definizione e concetto

Per definizione, la massa atomica è la somma delle masse dei loro protoni e neutroni espressi con uma o u. Il numero risultante (anche chiamato numero di massa) è inserito senza dimensioni nell'angolo in alto a sinistra nella notazione utilizzata per i nucleidi. Ad esempio, per l'elemento ^quindiciX La sua massa atomica è 15um o 15u.

La massa atomica non può dire molto sulla vera identità di questo elemento x. Viene invece utilizzato il numero atomico, che corrisponde ai protoni che ospita il nucleo di x. Se questo numero è 7, la differenza (15-7) sarà uguale a 8; cioè, x ha 7 protoni e 8 neutroni, la cui somma è 15.

Tornando all'immagine, il nucleo ha 5 neutroni e 4 protoni, quindi il suo numero di massa è 9; E a sua volta 9 Uma è la massa del suo atomo. Avendo 4 protoni e consultare la tabella periodica, si può vedere che questo nucleo corrisponde all'elemento berillio, essere (o ⁹ESSERE).

Unità di massa atomica

Gli atomi sono troppo piccoli per misurare le loro masse attraverso metodi convenzionali o scale ordinarie. È per questo motivo che l'Uma, o o da (Daltón) è stato inventato. Queste unità ideate per gli atomi ti consentono di avere un'idea di quanto siano enormi gli atomi di un elemento l'uno rispetto all'altro.

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Ma cosa rappresenta esattamente un Uma? Ci deve essere un riferimento che ti consente di stabilire relazioni di massa. Per fare ciò, l'atomo è stato usato come riferimento ¹²C, che è l'isotopo più abbondante e stabile per il carbonio. Avere 6 protoni (il loro numero atomico z) e 6 neutroni, la sua massa atomica è quindi 12.

Si presume che i protoni e i neutroni abbiano le stesse masse, in modo che ogni contributo 1 Uma. L'unità di massa atomica viene quindi definita come le dodici parte (1/12) della massa un atomo di carbonio-12; Questa è la massa di un protone o neutrone.

Equivalenza nei grammi

E ora sorge la seguente domanda: quanti grammi equivale a 1 UMA? Come inizialmente non c'erano tecniche abbastanza avanzate da misurarlo, i prodotti chimici dovevano accontentarsi di esprimere tutte le masse con l'UMA; Tuttavia, questo è stato un vantaggio e non uno svantaggio.

Perché? Perché essendo le piccole particelle subatomiche, proprio come un bambino, deve essere la loro massa espressa in grammi. In effetti, 1 UMA è equivalente a 1.6605 · 10^-24 grammi. Inoltre, con l'uso del concetto di mol, non era un problema lavorare le masse degli elementi e i loro isotopi con UMA sapendo che tali unità potevano essere modificate in G/mol.

Ad esempio, tornare a ^quindiciX e ⁹Sii, abbiamo che le loro masse atomiche sono rispettivamente 15 Uma e 9 Uma. Poiché queste unità sono così piccole e non dicono quanta questione bisogna "pesare" per manipolarle, si trasformano nelle loro rispettive masse molari: 15 g/mol e 9 g/mol (introducendo i concetti di moli e numero di avogadro).

Massa atomica media

Non tutti gli atomi dello stesso elemento hanno la stessa massa. Ciò significa che devono avere particelle più subatomiche nel nucleo. Essendo lo stesso elemento, il numero atomico o il numero di protoni devono rimanere costanti; Pertanto, vi è solo una variazione nella quantità di neutroni che possiedono.

Pertanto, appare della definizione di isotopi: atomi dello stesso elemento ma con diverse masse atomiche. Ad esempio, il berillio è quasi interamente consiste nell'isotopo ⁹Essere, con tracce di tracce ¹⁰Essere. Tuttavia, questo esempio non aiuta molto a comprendere il concetto di massa atomica media; Ne abbiamo bisogno con più isotopi.

Esempio

Supponiamo che esista l'elemento ⁸⁸J, questo è il principale isotopo di J con un'abbondanza del 60%. J Inoltre ha altri due isotopi: ⁸⁶J, con un'abbondanza del 20%, e ⁹⁰J, con un'abbondanza anche il 20%. Ciò significa che da 100 J atomi che raccogliamo sulla terra, 60 di loro lo sono ⁸⁸J, e i restanti 40 una miscela di ⁸⁶J e ⁹⁰J.

Ognuno dei tre isotopi di J ha la sua massa atomica; cioè la sua somma di neutroni e protoni. Tuttavia, queste masse devono essere mediate per essere in grado di avere una massa atomica per j; Qui sulla terra, poiché potrebbero esserci altre regioni dell'universo in cui l'abbondanza di ⁸⁶J è del 56% e non del 60%.

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Per calcolare la massa atomica media di J, è necessario ottenere la media ponderata delle masse dei loro isotopi; cioè, tenendo conto della percentuale di abbondanza per ciascuno di essi. Quindi abbiamo:

Massa media (J) = (86 UMA) (0,60) + (88 UMA) (0,20) + (90 UMA) (0,20)

= 87.2 Uma

Cioè, la massa atomica media (nota anche come J è 87,2 UMA. Nel frattempo, la sua massa molare è di 87,2 g/mol. Si noti che 87.2 è più vicino a 88 di 86 ed è anche distante da 90.

Massa atomica assoluta

La massa atomica assoluta è la massa atomica espressa nei grammi. A partire dall'esempio dell'elemento ipotetico, possiamo calcolare la sua massa atomica assoluta (la media) sapendo che ogni UMA è equivalente a 1.6605 · 10^-24 Grammi:

Massa atomica assoluta (J) = 87,2 Uma * (1.6605 · 10^-24 g/ uma)

= 1.447956 · 10^-22 g/atom j

Ciò significa che in media gli atomi J hanno una massa assoluta di 1,447956 · 10^-22 G.

Massa atomica relativa

La massa atomica relativa è identica alla massa atomica media per un dato elemento; Tuttavia, a differenza del secondo, il primo manca di unità. Pertanto, è senza dimensioni. Ad esempio, la massa atomica media di berillio è di 9.012182 U; mentre la sua massa atomica relativa è semplicemente 9.012182.

Ecco perché a volte questi concetti di solito fraintendono come sinonimi, poiché sono molto simili e le differenze tra loro sono sottili. Ma quali sono queste masse relative? Rispetto alle dodici parte della massa del ¹²C.

Pertanto, un elemento con una massa atomica relativa di 77 significa che ha una massa 77 volte maggiore della parte 1/12 del ¹²C.

Coloro che hanno guadagnato gli elementi nella tavola periodica possono vedere che le loro masse sono espresse relativamente. Non hanno unità UMA ed è interpretato come: Iron ha una massa atomica di 55.846, il che significa che è 55.846 volte più massiccio della massa di 1/12 parte del ¹²C, e questo può anche essere espresso come 55.846 UMA o 55.846 g/mol.

Come calcolare la massa atomica

Matematicamente un esempio di come calcolarlo con l'esempio dell'elemento j. In termini generali, la formula media ponderata deve essere applicata, che sarebbe:

P = σ (massa atomica isotopica) (abbondanza nei decimali)

In altre parole, avere le masse atomiche (neutroni + protoni) di ciascun isotopo (naturale ordinario) per un determinato elemento, nonché le rispettive abbondanze terrestri (o qualunque cosa la regione considerata), quindi detto media ponderata può essere calcolata.

E perché non semplicemente la media aritmetica? Ad esempio, la massa atomica media di J è 87,2 UMA. Se calcoliamo di nuovo questa massa ma in modo aritmetico avremo:

Massa media (j) = (88 UMA + 86 UMA + 90 UMA)/3

= 88 Uma

Si noti che esiste una differenza importante tra 88 e 87.2. Questo perché nella media aritmetica si presume che l'abbondanza di tutti gli isotopi sia la stessa; Quando ci sono tre isotopi J, ognuno deve avere un'abbondanza di 100/3 (33,33%). Ma non è proprio: ci sono isotopi molto più abbondanti di un altro.

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Ecco perché viene calcolata la media ponderata, poiché viene presa in considerazione quanto sia abbondante un isotopo rispetto ad un altro.

Esempi

Carbonio

Per calcolare la massa atomica media del carbonio abbiamo bisogno dei suoi isotopi naturali con le loro rispettive abbondanze. Nel caso del carbonio questi sono: ¹²C (98,89%) e ¹³C (1,11%). Le loro masse atomiche relative sono rispettivamente 12 e 13, che a loro volta sono uguali a 12 UMA e 13 UMA. Risoluzione:

Massa atomica media (C) = (12 UMA) (0,9889) + (13 UMA) (0,0111)

= 12.0111 Uma

Pertanto, la massa di un atomo di carbonio è in media 12,01 UMA. Avere tracce di quantità di ¹⁴C, non ha quasi alcuna influenza su questa media.

Sodio

Tutti gli atomi di sodio terrestre sono costituiti dall'isotopo ²³Na, quindi la sua abbondanza è al 100%. Ecco perché nei calcoli ordinari si può presumere che la sua massa sia semplicemente 23 UMA o 23 g/mol. Tuttavia, la sua massa esatta è 22.98976928 Uma.

Ossigeno

I tre isotopi di ossigeno con le loro rispettive abbondanze sono: ¹⁶O (99.762%), ¹⁷O (0,038%) e ¹⁸O (0,2%). Abbiamo tutto per calcolare la sua massa atomica media:

Massa atomica media (O) = (16 UMA) (0,99762) + (17 UMA) (0,00038) + (18 UMA) (0,002)

= 16.00438 Uma

Sebbene la sua massa esatta segnalata sia in realtà 15.9994 UMA.

Azoto

Ripetendo gli stessi passaggi con ossigeno che abbiamo: ¹⁴N (99.634%) e ^quindiciN (0,366%). COSÌ:

Massa atomica media (N) = (14 UMA) (0,99634) + (15 UMA) (0,00366)

= 14.00366 Uma

Si noti che la massa riportata per azoto è 14.0067 UMA, un po 'più grande di quello che calcoliamo.

Cloro

Gli isotopi di cloro con le loro rispettive abbondanze sono: ³⁵Cl (75,77%) e ³⁷CL (24,23%). Calcolando la sua massa atomica media che abbiamo:

Massa atomica media (Cl) = (35 UMA) (0,7577) + (37 UMA) (0,2423)

= 35.4846 Uma

Molto simile al rapporto (35.453 UMA).

Disposizione

E infine, verrà calcolata la massa media di un elemento con molti isotopi naturali: disposizione. Questi e con le loro rispettive abbondanze sono: ¹⁵⁶Dy (0,06%), ¹⁵⁸Dy (0,10%), ¹⁶⁰Dy (2,34%), ¹⁶¹Dy (18,91%), ¹⁶²Dy (25,51%), ¹⁶³Dy (24,90%) e ¹⁶⁴Dy (28,18%).

Procediamo come gli esempi precedenti per calcolare la massa atomica di questo metallo:

Massa atomica media (DY) = (156 UMA) (0,0006%) + (158 UMA) (0,0010) + (160 UMA) (0,0234) + (161 UMA) (0,1891) + (162 UMA) (0,2551) + (163 UMA) (0,2490) + (164 UMA) (0,2818)

= 162.5691 Uma

La massa segnalata è di 162.500 UMA. Si noti che questa media è compresa tra 162 e 163, poiché gli isotopi ¹⁵⁶Dy, ¹⁵⁸Dy e ¹⁶⁰Dy sono pochi abbondanti; Mentre quelli che predominano lo sono ¹⁶²Dy, ¹⁶³Dy e ¹⁶⁴Dy.

Riferimenti

1. Whitten, Davis, Peck e Stanley. (2008). Chimica. (8 ° ed.). Apprendimento del Cengage.
2. Wikipedia. (2019). Massa atomica. Recuperato da: in.Wikipedia.org
3. Christopher Masi. (S.F.). Massa atomica. Recuperato da: WSC.Massa.Edu
4. Natalie Wolchover. (12 settembre 2017). Come si pesa un atomo? Scienza dal vivo. Recuperato da: LiveScience.com
5. Chimica librettexts. (5 giugno 2019). Calcolo delle masse atomiche. Recuperato da: Chem.Librettexts.Orks
6. Edward Wichers e H. Steffen Peiser. (15 dicembre 2017). Peso atomico. Encyclopædia Britannica. Recuperato da: Britannica.com