Come calcolare la massa atomica

Contenuto

Passi
Metodo 1 di 3: Trovare la massa atomica usando la tavola periodica degli elementi
Metodo 2 di 3: Calcolo della massa atomica di un singolo atomo
Metodo 3 di 3: Calcolo della massa atomica relativa (peso atomico) di un elemento
Consigli
Di che cosa hai bisogno

Massa atomica è la somma delle masse di tutti i protoni, neutroni ed elettroni che compongono questo o quell'atomo o molecola. Rispetto ai protoni e ai neutroni, la massa degli elettroni è molto piccola, quindi non viene presa in considerazione nei calcoli. Sebbene ciò non sia corretto da un punto di vista formale, questo termine è spesso usato per riferirsi alla massa atomica media di tutti gli isotopi di un elemento. Infatti questa è la massa atomica relativa, detta anche peso atomico elemento. Il peso atomico è la media delle masse atomiche di tutti gli isotopi naturali di un elemento. I chimici devono distinguere tra questi due tipi di massa atomica quando svolgono il loro lavoro: un valore di massa atomica errato può, ad esempio, portare a un risultato errato per la resa di un prodotto di reazione.

Passi

Metodo 1 di 3: Trovare la massa atomica usando la tavola periodica degli elementi

1 Impara come si scrive la massa atomica. La massa atomica, ovvero la massa di un dato atomo o molecola, può essere espressa in unità SI standard: grammi, chilogrammi e così via. Tuttavia, a causa del fatto che le masse atomiche espresse in queste unità sono estremamente piccole, sono spesso registrate in unità di massa atomica unificate o amu abbreviate. - unità di massa atomica. Un'unità di massa atomica è pari a 1/12 della massa dell'isotopo standard carbonio-12.
- L'unità di massa atomica caratterizza la massa una mole di un dato elemento in grammi... Questo valore è molto utile nei calcoli pratici, poiché può essere utilizzato per convertire facilmente la massa di un dato numero di atomi o molecole di una data sostanza in moli e viceversa.
2 Trova la massa atomica nella tavola periodica. La maggior parte delle tavole periodiche standard contengono le masse atomiche (pesi atomici) di ciascun elemento. Di norma, sono mostrati come un numero nella parte inferiore della cella con l'elemento, sotto le lettere che indicano l'elemento chimico. Questo di solito non è un numero intero, ma una frazione decimale.
- Si noti che tutte le masse atomiche relative fornite nella tavola periodica per ciascun elemento sono media i valori. Gli elementi chimici sono diversi isotopi - specie chimiche che hanno masse diverse a causa di neutroni aggiuntivi o mancanti nel nucleo atomico. Pertanto, le masse atomiche relative elencate nella tavola periodica possono essere utilizzate come media per gli atomi di un particolare elemento, ma non come massa di un atomo di un dato elemento.
- Le masse atomiche relative fornite nella tavola periodica vengono utilizzate per calcolare le masse molari di atomi e molecole. Masse atomiche espresse in amu (come nella tavola periodica) sono essenzialmente adimensionali. Tuttavia, semplicemente moltiplicando la massa atomica per 1 g / mol, otteniamo una caratteristica utile di un elemento: la massa (in grammi) di una mole di atomi di questo elemento.
3 Ricorda che la tavola periodica elenca le masse atomiche medie degli elementi. Come notato in precedenza, le masse atomiche relative indicate per ciascun elemento nella tavola periodica sono la media delle masse di tutti gli isotopi in un atomo. Questa media è preziosa per molti scopi pratici: ad esempio, viene utilizzata per calcolare la massa molare di molecole composte da più atomi. Tuttavia, quando si ha a che fare con singoli atomi, questo valore di solito non è sufficiente.
- Poiché la massa atomica media è il valore medio per diversi isotopi, il valore indicato nella tavola periodica non è accurato il valore della massa atomica di ogni singolo atomo.
- Le masse atomiche dei 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 di un singolo atomo

1 Trova il numero atomico di un dato elemento o il suo isotopo. Il numero atomico è il numero di protoni negli atomi di un elemento, non cambia mai. Ad esempio, tutti gli atomi di idrogeno e solo hanno un protone. Il numero atomico del sodio è 11, perché il suo nucleo ha undici protoni, mentre il numero atomico dell'ossigeno è otto, poiché il suo nucleo ha otto protoni. Puoi trovare il numero atomico di qualsiasi elemento nella tavola periodica di Mendeleev - in quasi tutte le sue versioni standard, questo numero è indicato sopra la designazione della lettera dell'elemento chimico. Il numero atomico è sempre un numero intero positivo.
- Supponiamo di essere interessati a un atomo di carbonio. Ci sono sempre sei protoni negli atomi di carbonio, quindi sappiamo che il suo numero atomico è 6. Inoltre, vediamo che nella tavola periodica, nella parte superiore della cella con carbonio (C) c'è il numero "6", che indica che il numero atomico di carbonio è sei.
- Nota che il numero atomico di un elemento non è correlato in modo univoco alla sua massa atomica relativa nella tavola periodica. Sebbene, specialmente per gli elementi in cima alla tabella, possa sembrare che la massa atomica di un elemento sia il doppio del suo numero atomico, non viene mai calcolata moltiplicando il numero atomico per due.
2 Trova il numero di neutroni nel nucleo. Il numero di neutroni può essere diverso per atomi diversi dello stesso elemento. Quando due atomi dello stesso elemento con lo stesso numero di protoni hanno un diverso numero di neutroni, sono diversi isotopi di quell'elemento.A differenza del numero di protoni, che non cambia mai, il numero di neutroni negli atomi di un particolare elemento può spesso cambiare, quindi la massa atomica media di un elemento è scritta come frazione decimale con un valore compreso tra due interi adiacenti.
- Il numero di neutroni può essere determinato dalla designazione dell'isotopo dell'elemento. Ad esempio, il carbonio-14 è un isotopo radioattivo naturale del carbonio-12. Spesso il numero dell'isotopo è indicato come un numero in apice davanti al simbolo dell'elemento: C. Il numero di neutroni si trova sottraendo il numero di protoni dal numero dell'isotopo: 14 - 6 = 8 neutroni.
- Supponiamo che l'atomo di carbonio di interesse abbia sei neutroni (C). È l'isotopo più abbondante del carbonio, rappresentando circa il 99% di tutti gli atomi di questo elemento. Tuttavia, circa l'1% degli atomi di carbonio ha 7 neutroni (C). Altri tipi di atomi di carbonio hanno più di 7 o meno di 6 neutroni ed esistono in quantità molto piccole.
3 Somma il numero di protoni e neutroni. Questa sarà la massa atomica dell'atomo dato. Ignora il numero di elettroni che circondano il nucleo: la loro massa totale è estremamente piccola, quindi praticamente non influiscono sui tuoi calcoli.
- Il nostro atomo di carbonio ha 6 protoni + 6 neutroni = 12. Quindi, la massa atomica di questo atomo di carbonio è 12. Se questo fosse l'isotopo "carbon-13", allora sapremmo che ha 6 protoni + 7 neutroni = peso atomico 13.
- In effetti, la massa atomica del carbonio-13 è 13.003355 e questo valore è più accurato, poiché è stato determinato sperimentalmente.
- La massa atomica è molto vicina al numero dell'isotopo. Per comodità di calcolo, spesso si assume che il numero dell'isotopo sia uguale alla massa atomica. I valori della massa atomica determinati sperimentalmente superano leggermente il numero di isotopi a causa del piccolissimo contributo degli elettroni.

Metodo 3 di 3: Calcolo della massa atomica relativa (peso atomico) di un elemento

1 Determinare quali isotopi sono presenti nel campione. I chimici spesso determinano il rapporto degli isotopi in un particolare campione utilizzando uno strumento speciale chiamato spettrometro di massa. Tuttavia, durante la formazione, questi dati ti verranno forniti nelle condizioni di compiti, controllo e così via sotto forma di valori tratti dalla letteratura scientifica.
- Nel nostro caso, diciamo che abbiamo a che fare con due isotopi: carbonio-12 e carbonio-13.
2 Determinare il contenuto relativo di ciascun isotopo nel campione. Per ogni elemento, si verificano isotopi diversi in proporzioni diverse. Questi rapporti sono quasi sempre espressi in percentuale. Alcuni isotopi sono molto comuni, mentre altri sono molto rari, a volte così difficili da rilevare. Queste quantità possono essere determinate utilizzando la spettrometria di massa o possono essere trovate in un manuale.
- Diciamo che la concentrazione di carbonio-12 è del 99% e il carbonio-13 è dell'1%. Altri isotopi del carbonio veramente esistono, ma in quantità così piccole che in questo caso possono essere trascurate.
3 Moltiplicare la massa atomica di ciascun isotopo per la sua concentrazione nel campione. Moltiplica la massa atomica di ciascun isotopo per la sua percentuale (espressa come frazione decimale). Per convertire le percentuali in decimali, basta dividere per 100. Le concentrazioni risultanti devono sempre sommarsi a 1.
- Il nostro campione contiene carbonio-12 e carbonio-13. Se il carbonio-12 è il 99% del campione e il carbonio-13 è l'1%, è necessario moltiplicare 12 (massa atomica del carbonio-12) per 0,99 e 13 (massa atomica del carbonio-13) per 0,01.
- I libri di riferimento forniscono percentuali basate sulle quantità note di tutti gli isotopi di un elemento. La maggior parte dei libri di testo di chimica contiene queste informazioni in forma tabellare alla fine del libro. Per il campione in esame, le concentrazioni relative di isotopi possono essere determinate anche utilizzando uno spettrometro di massa.
4 Somma i risultati. Riassumi i risultati della moltiplicazione che hai ottenuto nel passaggio precedente.Come risultato di questa operazione, troverai la massa atomica relativa del tuo elemento - il valore medio delle masse atomiche degli isotopi dell'elemento in questione. Quando si considera un elemento nel suo insieme, piuttosto che un isotopo specifico di un dato elemento, è questo valore che viene utilizzato.
- Nel nostro esempio, 12 x 0,99 = 11,88 per carbonio-12 e 13 x 0,01 = 0,13 per carbonio-13. La massa atomica relativa nel nostro caso è 11,88 + 0,13 = 12,01.

Consigli

Alcuni isotopi sono meno stabili di altri: decadono in atomi di elementi con meno protoni e neutroni nel nucleo, rilasciando particelle che compongono il nucleo atomico. Tali isotopi sono chiamati radioattivi.