MASA ATOMICĂ: DEFINIȚIE, TIPURI, MODALITĂȚI DE CALCULARE, EXEMPLE - CHIMIE - 2025

Masa atomică este cantitatea de material prezentă într-un atom, care poate fi exprimată în unități fizice obișnuite sau în unități de masă atomică (uma ou). Un atom este gol în aproape toată structura sa; electroni care sunt difuzați în regiuni numite orbitale, unde există o anumită probabilitate de a le găsi și nucleul lor.

În nucleul atomului se află protonii și neutronii; primele cu sarcini pozitive, în timp ce cele din urmă cu sarcină neutră. Aceste două particule subatomice au o masă mult mai mare decât cea a electronului; prin urmare, masa unui atom este guvernată de nucleul său și nu de vid și nici de electroni.

Principalele particule subatomice și masa nucleului. Sursa: Gabriel Bolívar.

Masa unui electron este de aproximativ 9,1 · 10 ^-31 kg, în timp ce cea a protonului 1,67 · 10 ^-27 kg, raportul masic fiind de 1.800; adică un proton „cântărește” de 1.800 de ori mai mult decât un electron. În mod similar, se întâmplă și cu masele neutronului și electronului. De aceea, contribuția în masă a electronului în scopuri obișnuite este considerată neglijabilă.

Din această cauză, de obicei, se presupune că masa atomului sau masa atomică depinde doar de masa nucleului; care, la rândul său, constă din suma materiei neutronilor și protonilor. Din acest raționament rezultă două concepte: numărul de masă și masa atomică, ambele strâns legate.

Cu atât de mult „gol” în atomi și, deoarece masa lor este aproape în întregime o funcție a nucleului, este de așteptat ca acesta din urmă să fie extraordinar de dens.

Dacă am îndepărta golul menționat din orice corp sau obiect, dimensiunile acestuia se vor reduce drastic. De asemenea, dacă am putea construi un obiect mic bazat pe nuclee atomice (fără electroni), atunci acesta ar avea o masă de milioane de tone.

Pe de altă parte, masele atomice ajută să distingă atomi diferiți ai aceluiași element; Acestea sunt izotopii. Întrucât există izotopi mai abundenți decât alții, trebuie să se estimeze o medie a maselor de atomi pentru un element dat; medie care poate varia de la planetă la planetă sau de la o regiune spațială la alta.

Definiție și concept

Prin definiție, masa atomică este suma maselor protonilor și neutronilor săi exprimați cu uma sau u. Numărul rezultat (numit uneori și un număr de masă) este plasat fără dimensiuni în colțul din stânga sus în notația folosită pentru nuclide. De exemplu, pentru elementul ¹⁵ X masa sa atomică este 15uma sau 15u.

Masa atomică nu poate spune multe despre identitatea adevărată a acestui element X. În schimb, se utilizează numărul atomic, care corespunde protonilor din nucleul lui X. Dacă acest număr este 7, atunci diferența ( 15-7) va fi egal cu 8; adică X are 7 protoni și 8 neutroni, a căror sumă este 15.

Revenind la imagine, nucleul are 5 neutroni și 4 protoni, deci numărul său de masă este 9; iar la rândul său, 9 amu este masa atomului său. Având 4 protoni și consultând tabelul periodic, se poate observa că acest nucleu corespunde cu cel al beriliei, Be (sau ⁹ Be).

Unitate de masă atomică

Atomii sunt prea mici pentru a-și putea măsura masele prin metode convenționale sau echilibre obișnuite. Din acest motiv s-a inventat uma, uo Da (orb de culoare). Aceste unități concepute pentru atomi vă permit să aveți o idee despre cât de masivi sunt atomii unui element unul față de celălalt.

Dar ce reprezintă exact o uma? Trebuie să existe o referință pentru a stabili relații de masă. Pentru aceasta, atomul de ¹² C a fost utilizat ca referință , care este cel mai abundent și stabil izotop pentru carbon. Având 6 protoni (numărul său atomic Z) și 6 neutroni, masa sa atomică este deci 12.

Se presupune că protonii și neutronii au aceleași mase, astfel încât fiecare contribuie cu 1 amu. Unitatea de masă atomică este apoi definită ca o douăsprezecea parte (1/12) din masa unui atom de carbon-12; aceasta este masa unui proton sau a unui neutron.

Echivalența în grame

Și acum se pune următoarea întrebare: câte grame egalează 1 amu? Întrucât la început nu existau tehnici suficient de avansate pentru a o măsura, chimiștii au trebuit să se stabilească pentru a exprima toate masele cu amu; cu toate acestea, acesta a fost un avantaj și nu un dezavantaj.

De ce? Deoarece particulele subatomice sunt atât de mici, masa lor, exprimată în grame, trebuie să fie la fel de mică. De fapt, 1 amu este egal cu 1.6605 · 10 ^-24 grame. Mai mult, prin utilizarea conceptului de aluniță, nu a fost o problemă să se lucreze masele elementelor și izotopii acestora cu amu știind că astfel de unități pot fi modificate în g / mol.

De exemplu, revenind la ¹⁵ X și ⁹ Be, avem că masele lor atomice sunt 15 amu și respectiv 9 amu. Deoarece aceste unități sunt atât de mici și nu spun direct câtă materie trebuie „cântărită” pentru a le manipula, ele sunt transformate în masele lor molare respective: 15 g / mol și 9 g / mol (introducând conceptele de alunițe și numărul lui Avogadro).

Masa atomică medie

Nu toți atomii cu același element au aceeași masă. Aceasta înseamnă că acestea trebuie să aibă mai multe particule subatomice în nucleu. Fiind același element, numărul atomic sau numărul de protoni trebuie să rămână constanți; prin urmare, există doar variații în cantitățile de neutroni pe care le posedă.

Așa apare din definiția izotopilor: atomi de același element, dar cu mase atomice diferite. De exemplu, beriliu constă aproape în totalitate din izotopul ⁹ Be, cu urme de ¹⁰ Be. Cu toate acestea, acest exemplu nu este foarte util în înțelegerea conceptului de masă atomică medie; avem nevoie de unul cu mai mulți izotopi.

Exemplu

Să presupunem că elementul ⁸⁸ J există , acesta fiind izotopul principal al lui J cu o abundență de 60%. J are și alți doi izotopi: ⁸⁶ J, cu o abundență de 20% și ⁹⁰ J, cu o abundență de asemenea 20%. Aceasta înseamnă că din 100 de atomi pe care îi colectăm pe Pământ, 60 dintre ei sunt ⁸⁸ J, iar restul de 40 un amestec de ⁸⁶ J și ⁹⁰ J.

Fiecare dintre cei trei izotopi ai lui J are masa atomică proprie; adică suma lor de neutroni și protoni. Cu toate acestea, aceste mase trebuie să fie mediate pentru a avea o masă atomică pentru J; aici pe Pământ, deoarece pot exista și alte regiuni ale Universului unde abundența de ⁸⁶ J este de 56% și nu de 60%.

Pentru a calcula masa atomică medie a lui J, trebuie să se obțină media ponderată a maselor izotopilor săi; adică ținând cont de procentul de abundență pentru fiecare dintre ei. Astfel avem:

Masa medie (J) = (86 amu) (0,60) + (88 amu) (0,20) + (90 amu) (0,20)

= 87,2 amu

Adică, masa atomică medie (cunoscută și sub denumirea de greutatea atomică) a lui J este de 87,2 amu. Între timp, masa sa molară este de 87,2 g / mol. Rețineți că 87.2 este mai aproape de 88 decât de 86 și este, de asemenea, îndepărtat de 90.

Masă atomică absolută

Masa atomică absolută este masa atomică exprimată în grame. Pornind de la exemplul elementului ipotetic J, putem calcula masa atomică absolută (cea a mediei) știind că fiecare amu este echivalent cu 1,6605 · 10 ^-24 grame:

Masa atomică absolută (J) = 87,2 amu * (1.6605 · 10 ^-24 g / amu)

= 1,447956 · 10 ^-22 g / J atom

Aceasta înseamnă că, în medie, atomii J au o masă absolută de 1,447956 · 10 ^-22 g.

Masă atomică relativă

Masa atomică relativă este identică numeric cu masa atomică medie pentru un element dat; Cu toate acestea, spre deosebire de cel de-al doilea, primul este lipsit de unitate. Prin urmare, este fără dimensiuni. De exemplu, masa atomică medie a beriliei este de 9,012182 u; în timp ce masa atomică relativă este pur și simplu 9.012182.

De aceea, uneori, aceste concepte sunt adesea interpretate greșit ca sinonime, deoarece sunt foarte asemănătoare și diferențele dintre ele sunt subtile. Dar la ce se referă aceste mase? În raport cu o douăsprezecime din masa de ¹² C.

Astfel, un element cu o masă atomică relativă de 77 înseamnă că are o masă de 77 de ori mai mare decât ^1/12 din ¹² C.

Cei care s-au uitat la elementele din tabelul periodic vor vedea că masele lor sunt relativ exprimate. Nu au unități de amu și este interpretat astfel: fierul are o masă atomică de 55.846, ceea ce înseamnă că este de 55.846 de ori mai multă masă decât masa de 1/12 din ¹² C și că poate fi exprimat și ca 55.846 amu sau 55.846 g / mol.

Cum se calculează masa atomică

Din punct de vedere matematic, un exemplu de calcul al acestuia a fost dat cu exemplul elementului J. În termeni generali, trebuie aplicată formula medie ponderată, care ar fi:

P = Σ (masa atomică a izotopului) (abundență în zecimale)

Cu alte cuvinte, având masele atomice (neutroni + protoni) ale fiecărui izotop (în mod normal natural) pentru un anumit element, precum și abundențele lor terestre respective (sau oricare ar fi regiunea luată în considerare), atunci se poate calcula media ponderată.

Și de ce nu doar media aritmetică? De exemplu, masa atomică medie a J este de 87,2 amu. Dacă calculăm din nou această masă, dar aritmetic, vom avea:

Masa medie (J) = (88 amu + 86 amu + 90 amu) / 3

= 88 amu

Rețineți că există o diferență importantă între 88 și 87.2. Acest lucru se datorează faptului că media aritmetică presupune că abundența tuturor izotopilor este aceeași; Deoarece există trei izotopi ai J, fiecare ar trebui să aibă o abundență de 100/3 (33,33%). Dar acest lucru nu este cazul în realitate: există izotopi mult mai abundenți decât alții.

Acesta este motivul pentru care media ponderată este calculată, deoarece are în vedere cât de abundent este un izotop în raport cu altul.

Exemple

Carbon

Pentru a calcula masa atomică medie de carbon avem nevoie de izotopi naturali cu abundențele respective. În cazul carbonului, acestea sunt: ¹² C (98,89%) și ¹³ C (1,11%). Masele lor atomice relative sunt respectiv 12 și 13, care la rândul lor sunt egale cu 12 amu și 13 amu. Rezolvarea:

Masa atomică medie (C) = (12 amu) (0,9889) + (13 amu) (0,0111)

= 12.0111 amu

Prin urmare, masa unui atom de carbon este în medie de 12,01 amu. Deoarece există urme de ¹⁴ C, ea nu are aproape nicio influență asupra acestei medii.

Sodiu

Toți atomii de sodiu terestre constau din izotopul ²³ Na, deci abundența sa este de 100%. De aceea, în calculele obișnuite, se poate presupune că masa sa este doar 23 amu sau 23 g / mol. Cu toate acestea, masa sa exactă este 22.98976928 amu.

Oxigen

Cele trei izotopi de oxigen cu abundențele respective sunt: ¹⁶ O (99,762%), ¹⁷ O (0,038%) și ¹⁸ O (0,2%). Avem totul pentru a calcula masa atomică medie:

Masa atomică medie (O) = (16 amu) (0,99762) + (17 amu) (0,00038) + (18 amu) (0,002)

= 16.00438 amu

Deși masa exactă raportată este de fapt 15.9994 amu

Azot

Repetând aceiași pași cu oxigenul avem: ¹⁴ N (99.634%) și ¹⁵ N (0.366%). Asa de:

Masa atomică medie (N) = (14 amu) (0,99634) + (15 amu) (0,00366)

= 14.00366 amu

Rețineți că masa raportată pentru azot este de 14.0067 amu, puțin mai mare decât ceea ce am calculat.

Clor

Izotopii clorului cu abundențele respective sunt: ³⁵ Cl (75,77%) și ³⁷ Cl (24,23%). Calculând masa atomică medie avem:

Masa atomică medie (Cl) = (35 amu) (0,7577) + (37 amu) (0,2423)

= 35.4846 amu

Foarte asemănător cu cel raportat (35.453 amu).

disprosiul

Și, în sfârșit, se va calcula masa medie a unui element cu mulți izotopi naturali: disprosium. Acestea și abundențele respective sunt: ¹⁵⁶ Dy (0,06%), ¹⁵⁸ Dy (0,10%), ¹⁶⁰ Dy (2,34%), ¹⁶¹ Dy (18,91%), ¹⁶² Dy (25,51) %), ¹⁶³ Dy (24,90%) și ¹⁶⁴ Dy (28,18%).

Procedăm ca în exemplele anterioare pentru a calcula masa atomică a acestui metal:

Masa atomică medie (Dy) = (156 amu) (0,0006%) + (158 amu) (0,0010) + (160 amu) (0,0234) + (161 amu) (0,1891) + (162 amu) (0.2551) + (163 amu) (0.2490) + (164 amu) (0.2818)

= 162.5691 amu

Masa raportată este de 162.500 amu. Rețineți că această medie este cuprinsă între 162 și 163, deoarece izotopii ¹⁵⁶ Dy, ¹⁵⁸ Dy și ¹⁶⁰ Dy sunt puține din abundență; în timp ce cele care predomină sunt ¹⁶² Dy, ¹⁶³ Dy și ¹⁶⁴ Dy.

Referințe

1. Whitten, Davis, Peck și Stanley. (2008). Chimie (Ediția a VIII-a). CENGAGE Învățare.
2. Wikipedia. (2019). Masă atomică. Recuperat de la: en.wikipedia.org
3. Christopher Masi. (Sf). Masă atomică recuperată de la: wsc.mass.edu
4. Natalie Wolchover. (12 septembrie 2017). Cum cântăriți un atom? Știința în direct. Recuperat de la: livescience.com
5. Chimie LibreTexturi. (05 iunie 2019). Calcularea maselor atomice Recuperat din: chem.libretexts.orgs
6. Edward Wichers și H. Steffen Peiser. (15 decembrie 2017). Greutate atomica. Encyclopædia Britannica. Recuperat de la: britannica.com