Come Calcolare la Massa Atomica

La massa atomica è la somma delle masse di tutti i protoni, neutroni ed elettroni presenti in un singolo atomo o in una molecola.[1] La massa di un elettrone è talmente piccola che viene considerata trascurabile e quindi non viene inclusa nel calcolo.[2] Il termine viene spesso utilizzato anche per fare riferimento alla massa atomica media di tutti gli isotopi di un elemento, sebbene questo uso sia tecnicamente scorretto. Questa seconda definizione in realtà fa riferimento alla massa atomica relativa, detta anche peso atomico di un elemento.[3] Il peso atomico prende in considerazione la media delle masse degli isotopi naturali di un elemento. I chimici devono distinguere questi due concetti durante la loro attività perché, ad esempio, un errato valore della massa atomica può portare a degli errori di calcolo della resa di un esperimento.

Metodo 1 di 3:
Trovare la Massa Atomica sulla Tavola Periodica
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    Impara come viene rappresentata la massa atomica. Questa può essere espressa secondo le unità di misura standard del Sistema Internazionale (grammi, chilogrammi e così via), a prescindere che faccia riferimento a un singolo atomo o a una molecola. Tuttavia, quando vengono indicati con queste unità, i valori della massa atomica sono estremamente piccoli e quindi si preferiscono le unità di massa atomica (in genere abbreviate con "uma"). Una unità di massa atomica corrisponde a 1/12 della massa atomica standard dell'isotopo 12 del carbonio.[4]
    • Le unità di massa atomica indicano la massa espressa in grammi di una mole di un dato elemento o molecola. Si tratta di una proprietà molto utile quando si devono svolgere dei calcoli, dato che permette una semplice conversione fra massa e moli di una data quantità di atomi o molecole dello stesso tipo.
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    Individua la massa atomica sulla tavola periodica. La maggior parte delle tavole periodiche elenca le masse atomiche relative (pesi atomici) di tutti gli elementi. Il valore viene scritto alla base della casella che racchiude il simbolo chimico composto da una o due lettere. In genere si tratta di un numero decimale, più raramente un numero intero.
    • Ricorda che le masse atomiche relative che trovi nella tavola periodica sono dei valori "medi" per ciascun elemento. Gli elementi possiedono diversi "isotopi" – atomi con masse diverse perché hanno più o meno neutroni nei loro nuclei.[5] Quindi la massa atomica relativa riportata nella tavola periodica è un valore medio accettabile degli atomi di un dato elemento, ma non è la massa di un singolo atomo dell'elemento stesso.
    • Le masse atomiche relative indicate sulla tavola periodica sono utilizzate per il calcolo delle masse molari di atomi e molecole. Le masse atomiche, quando sono espresse in uma come avviene sulla tavola periodica, sono tecnicamente numeri privi di unità di misura. Tuttavia, basta moltiplicarle per 1 g/mol per ottenere un valore utilizzabile della massa molare, cioè la massa espressa in grammi di una mole di atomi del dato elemento.
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    Ricorda che i valori riportati sulla tavola periodica sono la media della massa atomica per il particolare elemento. Come già affermato in precedenza, le masse atomiche relative che sono apposte nella casella di ciascun elemento della tavola periodica rappresentano il valore medio di tutte le masse atomiche degli isotopi di quell'elemento. Il valore medio si rivela utile per molti calcoli pratici, ad esempio per trovare la massa molare di una molecola costituita da diversi atomi. Tuttavia, quando devi prendere in considerazione degli atomi singoli, questo numero spesso non è sufficiente.
    • Poiché si tratta della media di diversi tipi di isotopi, il dato espresso sulla tavola periodica non è esattamente la massa atomica di un singolo atomo.
    • La massa atomica di ogni atomo deve essere calcolata tenendo in considerazione il numero preciso di protoni e neutroni che compongono il suo nucleo.
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Metodo 2 di 3:
Calcolare la Massa Atomica di un Singolo Atomo
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    Trova il numero atomico dell'elemento o dell'isotopo. Questo corrisponde al numero di protoni che si trovano nell'elemento e non varia mai.[6] Ad esempio, tutti gli atomi di idrogeno e solo quelli di idrogeno hanno un protone nel loro nucleo. Il sodio ha un numero atomico pari a 11 perché nel suo nucleo ci sono undici protoni, mentre il numero atomico dell'ossigeno è 8 perché il suo nucleo è composto da 8 protoni. Puoi trovare questo dato in quasi tutte le tavole periodiche standard: lo vedi sopra il simbolo chimico dell'elemento. Questo valore è sempre un numero intero positivo.
    • Considera l'atomo di carbonio. Questo ha sempre sei protoni, quindi sai che il suo numero atomico è 6. Sulla tavola periodica puoi anche leggere un piccolo numero "6" sopra il simbolo dell'elemento all'interno della casella del carbonio (C); questo sta a indicare il suo numero atomico.
    • Ricorda che il numero atomico dell'elemento non ha alcuna rilevanza diretta con il valore di massa atomica relativa indicata sulla tavola periodica. Nonostante ciò, puoi avere l'impressione che la massa atomica sia il doppio del numero atomico, soprattutto per gli elementi che si trovano nella parte superiore della tavola periodica, ma sappi che la massa atomica non viene mai calcolata raddoppiando il numero atomico.
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    Trova il numero di neutroni che compongono il nucleo. Questo può variare fra gli atomi di un determinato elemento. Sebbene due atomi con lo stesso numero di protoni e un numero diverso di neutroni siano sempre lo stesso "elemento", in realtà sono due isotopi differenti. Diversamente dal numero di protoni, che è costante, quello dei neutroni di un dato atomo può cambiare al punto che la massa atomica media deve essere espressa come un valore decimale compreso fra due numeri interi.
    • Il numero dei neutroni è determinato da come è stato designato l'isotopo. Ad esempio, il carbonio-14 è un isotopo radioattivo naturale del carbonio-12. Spesso l'isotopo viene indicato con un numero in apice che precede il simbolo dell'elemento: 14C. Il numero dei neutroni si calcola sottraendo il numero dei protoni dal numero di isotopo: 14 – 6 = 8 neutroni.
    • Supponiamo che l'atomo di carbonio che stai considerando abbia sei neutroni (12C). Questo è l'isotopo più comune di carbonio e rappresenta il 99% degli atomi di carbonio esistenti.[7] Tuttavia, circa l'1% degli atomi di carbonio ha 7 neutroni (13C). Gli altri tipi di atomi di carbonio con meno di 6 o 7 neutroni rappresentano una quantità davvero minima.
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    Somma fra loro il numero di protoni e neutroni. Questa è la massa atomica dell'atomo. Non preoccuparti del numero di elettroni che orbitano attorno al nucleo, la massa che generano è davvero molto, molto piccola quindi, nella maggior parte dei casi pratici, non interferisce nel risultato.
    • Il tuo atomo di carbonio ha 6 protoni + 6 neutroni = 12. La massa atomica di questo specifico atomo è pari a 12. Se avessi considerato l'isotopo carbonio-13, allora avresti dovuto calcolare 6 protoni + 7 neutroni = 13.
    • Il peso atomico reale del carbonio-13 è 13,003355[8] e si ottiene in modo più preciso per via sperimentale.
    • La massa atomica è un valore molto vicino al numero di isotopo di un elemento. Per dei calcoli di base, il numero di isotopo si considera pari alla massa atomica. Quando si procede a un calcolo per via sperimentale, il dato di massa atomica risulta leggermente maggiore rispetto al numero di isotopo, a causa del minimo contributo apportato dalla massa degli elettroni.
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Metodo 3 di 3:
Calcolare la Massa Atomica Relativa (Peso Atomico) di un Elemento
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    Determina quali isotopi compongono il campione. I chimici spesso determinano le proporzioni fra i vari isotopi che formano un campione usando uno strumento speciale detto spettrometro. Tuttavia, per uno studente di chimica, questa informazione viene perlopiù fornita dal testo del problema oppure si può trovare come dato fisso nei libri di testo.
    • Per il tuo scopo, considera un campione composto dagli isotopi carbonio-13 e carbonio-12.
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    Determina l'abbondanza relativa di ogni isotopo presente nel campione. Per ogni elemento, gli isotopi sono presenti con proporzioni diverse che sono di solito espresse in percentuale. Alcuni isotopi sono molto comuni, mentre altri sono decisamente rari tanto da non riuscire quasi a individuarli. Puoi trovare questo dato attraverso una spettrometria di massa o consultando un libro di chimica.
    • Supponiamo che l'abbondanza per il carbonio-12 sia pari al 99% e quella del carbonio-13 sia dell'1%. Ovviamente esistono altri isotopi di carbonio, ma in quantità talmente piccole che possono essere ignorate in questo esperimento.
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    Moltiplica la massa atomica di ogni isotopo per il valore della sua proporzione nel campione espressa in valore decimale. Per convertire una percentuale in decimali, ti basta dividere il numero per 100. La somma delle proporzioni espresse in decimali dei vari isotopi che compongono un campione dovrebbe essere sempre pari a 1.
    • Il tuo campione contiene il carbonio-12 e il carbonio-13. Se il carbonio-12 rappresenta il 99% del campione e il carbonio-13 l'1%, moltiplica 12 (la massa atomica del carbonio-12) per 0,99 e 13 (la massa atomica del carbonio-13) per 0,01.
    • Un testo di riferimento ti fornirà le proporzioni percentuali di tutti gli isotopi di un elemento. In genere trovi questi dati nelle tabelle delle pagine di fondo di ogni libro di chimica. In alternativa puoi usare uno spettrometro di massa per testare direttamente il campione.
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    Somma fra loro i risultati. Somma i prodotti delle moltiplicazioni che hai svolto in precedenza. Il valore risultante è la massa atomica relativa dell'elemento, cioè il valore medio delle masse atomiche degli isotopi dell'elemento. Quando si parla di un elemento in generale senza prendere in considerazione un isotopo in particolare si utilizza questo dato.
    • Nell'esempio finora descritto hai ottenuto: 12 x 0,99 = 11,88 per il carbonio-12 e 13 x 0,01 = 0,13 per il carbonio-13. La massa atomica relativa del tuo campione è 11,88 + 0,13 = 12,01.
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ConsigliModifica

  • Alcuni isotopi sono meno stabili di altri e si scompongono in elementi con pochi protoni e neutroni all'interno del loro nucleo man mano che decadono. Questi isotopi sono chiamati radioattivi.

Cose che ti ServirannoModifica

  • Libro di chimica di riferimento
  • Calcolatrice

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