Massa atòmica és la suma de tots els protons, neutrons i electrons d’un sol àtom o molècula. La massa d’un electró és tan petita que es pot ignorar i no tenir-la en compte. Encara que tècnicament incorrecte, el terme massa atòmica també s’utilitza sovint per referir-se a la massa atòmica mitjana de tots els isòtops d’un element. Aquesta segona definició és en realitat massa atòmica relativa, que també es coneix com pes atòmic un element. El pes atòmic té en compte la massa mitjana dels isòtops naturals del mateix element. Els químics han de distingir entre aquests dos tipus de massa atòmica per guiar el seu treball; per exemple, un valor de massa atòmica incorrecte pot conduir a un càlcul incorrecte dels resultats experimentals.
Pas
Mètode 1 de 3: Lectura de la massa atòmica a la taula periòdica
Pas 1. Comprendre com es representa la massa atòmica
La massa atòmica és la massa d’un àtom o molècula. La massa atòmica es pot expressar en unitats de massa estàndard SI: grams, quilograms, etc. Tot i així, com que la massa atòmica és molt petita quan s’expressa en aquestes unitats, la massa atòmica s’expressa sovint en unitats de massa atòmica compostes (generalment abreujades u o amu). L’estàndard d’una unitat de massa atòmica és 1/12 de la massa de l’isòtop estàndard de carboni-12.
La unitat de massa atòmica expressa la massa d’un mol d’un element o molècula en grams. Aquesta és una propietat molt útil en càlculs pràctics perquè aquesta unitat facilita la conversió entre masses i mols de quantitats d’àtoms o molècules del mateix tipus
Pas 2. Cerqueu la massa atòmica a la taula periòdica
La majoria de taules periòdiques enumeren la massa atòmica relativa (pes atòmic) de cada element. Aquesta massa es mostra gairebé sempre com un número a la part inferior de la quadrícula d’elements de la taula, a sota d’un símbol químic que llegeix una o dues lletres. Aquest nombre se sol representar com un decimal en lloc d’un número enter.
- Tingueu en compte que les masses atòmiques relatives llistades a la taula periòdica són els valors mitjans dels elements relacionats. Els elements químics tenen diferents isòtops: formes químiques que tenen diferents masses a causa de la suma o la resta d’un o més neutrons del nucli atòmic. Per tant, la massa atòmica relativa que apareix a la taula periòdica es pot utilitzar com a valor mitjà dels àtoms d’un element concret, però no com la massa d’un sol àtom de l’element.
- Les masses atòmiques relatives, com les que es troben a la taula periòdica, s’utilitzen per calcular les masses molars d’àtoms i molècules. La massa atòmica, quan es representa en amu com en la taula periòdica, tècnicament no té unitats. Tot i això, multiplicar la massa atòmica per 1 g / mol ens proporciona una quantitat que es pot utilitzar per a la massa molar de l’element: la massa (en grams) d’un mol d’un àtom de l’element.
Pas 3. Compreneu que els valors de la taula periòdica són les masses atòmiques mitjanes d’un element
Com ja s'ha explicat, la massa atòmica relativa llista per a cada element de la taula periòdica és el valor mitjà de tots els isòtops de l'àtom. Aquesta mitjana és important per a molts càlculs pràctics, per exemple, per calcular la massa molar d’una molècula formada per diversos àtoms. Tanmateix, quan es treballa amb àtoms individuals, aquest nombre de vegades no és suficient.
- El valor de la taula periòdica no és un valor exacte per a cap massa atòmica, ja que és una mitjana de diversos tipus d’isòtops.
- Les masses atòmiques per a àtoms individuals s’han de calcular tenint en compte el nombre exacte de protons i neutrons d’un sol àtom.
Mètode 2 de 3: càlcul de la massa atòmica per a àtoms individuals
Pas 1. Cerqueu el nombre atòmic de l’element o isòtop
El nombre atòmic és el nombre de protons d’un element i no té un nombre variable. Per exemple, tots els àtoms d'hidrogen, i només els àtoms d'hidrogen, tenen un protó. El sodi té un nombre atòmic d’11 perquè el seu nucli té onze protons, mentre que l’oxigen té un nombre atòmic de 8 perquè el seu nucli té vuit protons. Podeu trobar el nombre atòmic de qualsevol element de la taula periòdica, en gairebé qualsevol taula periòdica estàndard. El nombre atòmic és el número situat a sobre del símbol químic que llegeix una o dues lletres. Aquest nombre sempre és un nombre enter positiu.
- Suposem que estem treballant amb àtoms de carboni. El carboni sempre té sis protons. Per tant, sabem que el seu nombre atòmic és 6. També veiem a la taula periòdica que la caixa per al carboni (C) té el número "6" a la part superior, cosa que indica que el nombre atòmic de carboni és sis.
- Tingueu en compte que el nombre atòmic d’un element no té cap efecte directe sobre la seva massa atòmica relativa tal com s’escriu a la taula periòdica. Tot i que sembla probable que la massa atòmica d’un àtom sigui el doble del seu nombre atòmic (especialment entre els elements situats a la part superior de la taula periòdica), la massa atòmica mai es calcula multiplicant el nombre atòmic d’un element per dos.
Pas 2. Trobeu el nombre de neutrons del nucli
El nombre de neutrons pot variar segons els àtoms d’un determinat element. Tot i que dos àtoms amb el mateix nombre de protons i un nombre diferent de neutrons són el mateix element, són isòtops diferents de l’element. A diferència del nombre de protons d’un element que mai canvia, el nombre de neutrons en els àtoms d’un determinat element pot variar, de manera que la massa atòmica mitjana de l’element s’ha de representar com un valor decimal entre dos nombres enters.
- El nombre de neutrons es pot determinar determinant l’isòtop d’un element. Per exemple, el carboni 14 és un isòtop radioactiu natural del carboni 12. Sovint veureu que els isòtops tenen assignat un petit nombre a la part superior (superíndex) abans del símbol de l’element: 14C. El nombre de neutrons es calcula restant el nombre de protons del nombre d’isòtops: 14 - 6 = 8 neutrons.
- Suposem que l'àtom de carboni amb el qual treballem té sis neutrons (12C). És l’isòtop més comú del carboni, que representa gairebé el 99% de tots els àtoms de carboni. Tanmateix, aproximadament l’1% dels àtoms de carboni tenen 7 neutrons (13C). Els altres tipus d’àtoms de carboni, que tenen més o menys de 6 o 7 neutrons, són molt poc nombrosos.
Pas 3. Sumeu el recompte de protons i neutrons
Aquesta és la massa atòmica de l’àtom. No us preocupeu pel nombre d’electrons que orbiten al voltant del nucli: la massa combinada és tan petita que en la majoria dels casos pràctics aquesta massa no afectarà realment la vostra resposta.
- El nostre àtom de carboni té 6 protons + 6 neutrons = 12. La massa atòmica d’aquest àtom de carboni en concret és 12. Tanmateix, si l’àtom és un isòtop de carboni-13, sabem que l’àtom té 6 protons + 7 neutrons = pes atòmic de 13.
- El pes atòmic real del carboni-13 és de 13.003355, i aquest pes és més precís perquè es va determinar experimentalment.
- La massa atòmica és gairebé igual al nombre d’isòtops d’un element. A efectes bàsics de càlcul, el nombre d’isòtops és igual a la massa atòmica. Quan es determina experimentalment, la massa atòmica és lleugerament superior al nombre d’isòtops a causa de la contribució de massa molt petita dels electrons.
Mètode 3 de 3: càlcul de la massa atòmica relativa (pes atòmic) d’un element
Pas 1. Determineu els isòtops presents a la mostra
Els químics solen determinar les proporcions isotòpiques relatives en una mostra mitjançant un instrument especial anomenat espectròmetre de masses. Tanmateix, a les lliçons de química per a estudiants i universitaris, aquesta informació us la donem sovint en proves escolars, etc., en forma de notes que s’han determinat a la literatura científica.
Per als nostres propòsits, suposem que estem treballant amb els isòtops carboni-12 i carboni-13
Pas 2. Determineu l’abundància relativa de cada isòtop de la mostra
En un determinat element, es produeixen diferents isòtops en diferents proporcions. Aquesta proporció es denota gairebé sempre com a percentatge. Alguns isòtops tenen proporcions molt comunes, mentre que d’altres són extremadament rares, de vegades tan rares que aquestes proporcions amb prou feines són detectables. Aquesta informació es pot determinar mitjançant espectrometria de masses o a partir de llibres de consulta.
Suposem que l’abundància de carboni-12 és del 99% i l’abundància de carboni-13 és de l’1%. Existeixen altres isòtops de carboni, però en quantitats tan petites que es poden deixar de banda en aquest exemple de problema
Pas 3. Multiplicar la massa atòmica de cada isòtop per la seva proporció a la mostra
Multiplicar la massa atòmica de cada isòtop pel seu percentatge d’abundància (escrit en decimal). Per convertir un percentatge en decimal, només cal dividir el percentatge per 100. El nombre de percentatges que s'han convertit en decimal serà sempre 1.
- La nostra mostra conté carboni-12 i carboni-13. Si el carboni 12 representa el 99% de la mostra i el carboni 13 representa l’1% de la mostra, multipliqueu 12 (massa atòmica de carboni-12) per 0,99 i 13 (massa atòmica de carboni-13) per 0,01.
- Els llibres de consulta us proporcionaran proporcions percentuals basades en totes les quantitats conegudes d’isòtops d’un element. La majoria de llibres de text de química inclouen aquesta informació en una taula al final del llibre. L’espectròmetre de masses també pot determinar la proporció de la mostra que s’està provant.
Pas 4. Sumeu els resultats
Sumeu els resultats de multiplicació que heu fet al pas anterior. El resultat d’aquesta suma és la massa atòmica relativa del vostre element, la mitjana de les masses atòmiques dels isòtops del vostre element. Quan es discuteixen elements en general, i no isòtops específics de l’element, s’utilitza aquest valor.
