Content

• Passos
• Mètode 1 de 3: Trobar la massa atòmica mitjançant la taula periòdica d'elements
• Mètode 2 de 3: càlcul de la massa atòmica d’un sol àtom
• Mètode 3 de 3: càlcul de la massa atòmica relativa (pes atòmic) d’un element
• Consells
• Què necessites

Massa atòmica és la suma de les masses de tots els protons, neutrons i electrons que formen aquest o aquell àtom o molècula. En comparació amb els protons i els neutrons, la massa d’electrons és molt petita, de manera que no es té en compte en els càlculs. Tot i que això és incorrecte des del punt de vista formal, aquest terme s'utilitza sovint per referir-se a la massa atòmica mitjana de tots els isòtops d'un element. De fet, aquesta és la massa atòmica relativa, també anomenada pes atòmic element. El pes atòmic és la mitjana de les masses atòmiques de tots els isòtops d’un element. Els químics han de distingir entre aquests dos tipus de massa atòmica quan fan la seva feina: un valor de massa atòmica incorrecte pot, per exemple, conduir a un resultat incorrecte per al rendiment d’un producte de reacció.

Passos

Mètode 1 de 3: Trobar la massa atòmica mitjançant la taula periòdica d'elements

1. 1 Apreneu com s’escriu la massa atòmica. La massa atòmica, és a dir, la massa d’un àtom o molècula determinada, es pot expressar en unitats estàndard del SI: grams, quilograms, etc. No obstant això, a causa del fet que les masses atòmiques expressades en aquestes unitats són extremadament petites, sovint es registren en unitats de massa atòmica unificades, o amu abreujades. - unitats de massa atòmica. Una unitat de massa atòmica és igual a 1/12 de la massa de l’isòtop estàndard carboni-12.
   • La unitat de massa atòmica caracteritza la massa un mol d'un element determinat en grams... Aquest valor és molt útil en càlculs pràctics, ja que es pot utilitzar per convertir fàcilment la massa d’un determinat nombre d’àtoms o molècules d’una determinada substància en mols, i viceversa.
2. 2 Trobeu la massa atòmica a la taula periòdica. La majoria de taules periòdiques estàndard contenen les masses atòmiques (pesos atòmics) de cada element. Com a regla general, es mostren com un número a la part inferior de la cel·la amb l’element, sota les lletres que denoten l’element químic. No sol ser un nombre enter, sinó una fracció decimal.
   • Tingueu en compte que totes les masses atòmiques relatives donades a la taula periòdica per a cada element són mitjana valors. Els elements químics tenen diferents isòtops - espècies químiques que tenen masses diferents a causa de neutrons addicionals o que falten al nucli atòmic. Per tant, les masses atòmiques relatives llistades a la taula periòdica es poden utilitzar com a mitjana dels àtoms d’un element concret, però no com la massa d’un àtom d’un determinat element.
   • Les masses atòmiques relatives donades a la taula periòdica s’utilitzen per calcular les masses molars d’àtoms i molècules. Masses atòmiques expressades en amu (com a la taula periòdica) són essencialment adimensionals. Tanmateix, simplement multiplicant la massa atòmica per 1 g / mol, obtenim una característica útil d’un element: la massa (en grams) d’un mol d’àtoms d’aquest element.
3. 3 Recordeu que la taula periòdica llista les masses atòmiques mitjanes dels elements. Com es va assenyalar anteriorment, les masses atòmiques relatives indicades per a cada element de la taula periòdica són la mitjana de les masses de tots els isòtops d’un àtom. Aquesta mitjana és valuosa per a molts propòsits pràctics: per exemple, s’utilitza per calcular la massa molar de molècules formades per diversos àtoms. Tanmateix, quan es tracta d’àtoms individuals, aquest valor no sol ser suficient.
   • Com que la massa atòmica mitjana és el valor mitjà de diversos isòtops, el valor indicat a la taula periòdica no ho és precís el valor de la massa atòmica de qualsevol àtom.
   • Les masses atòmiques d’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 d’un sol àtom

1. 1 Trobeu el nombre atòmic d’un determinat element o el seu isòtop. El nombre atòmic és el nombre de protons en els àtoms d’un element, mai canvia. Per exemple, tots els àtoms d'hidrogen i només tenen un protó. El nombre atòmic de sodi és 11, perquè el seu nucli té onze protons, mentre que el nombre atòmic d’oxigen és vuit, ja que el seu nucli té vuit protons. Podeu trobar el nombre atòmic de qualsevol element a la taula periòdica de Mendeleiev: en gairebé totes les seves versions estàndard, aquest número s’indica a sobre de la designació de la lletra de l’element químic. El nombre atòmic sempre és un nombre enter positiu.
   • Suposem que ens interessa un àtom de carboni. Sempre hi ha sis protons en àtoms de carboni, de manera que sabem que el seu nombre atòmic és 6. A més, veiem que a la taula periòdica, a la part superior de la cèl·lula amb carboni (C) hi ha el número "6", que indica que el nombre de carboni atòmic és sis.
   • Tingueu en compte que el nombre atòmic d'un element no està relacionat de manera única amb la seva massa atòmica relativa a la taula periòdica. Tot i que, especialment per als elements de la part superior de la taula, pot semblar que la massa atòmica d’un element és el doble del seu nombre atòmic, mai no es calcula multiplicant el nombre atòmic per dos.
2. 2 Trobeu el nombre de neutrons del nucli. El nombre de neutrons pot ser diferent per a diferents àtoms d’un mateix element. Quan dos àtoms d’un mateix element amb el mateix nombre de protons tenen un nombre diferent de neutrons, són isòtops diferents d’aquest element.A diferència del nombre de protons, que no canvia mai, el nombre de neutrons en els àtoms d’un element concret sovint pot canviar, de manera que la massa atòmica mitjana d’un element s’escriu com una fracció decimal amb un valor situat entre dos enters adjacents.
   • El nombre de neutrons es pot determinar mitjançant la designació de l’isòtop de l’element. Per exemple, el carboni 14 és un isòtop radioactiu natural del carboni 12. Sovint, el número d’isòtops s’indica com a número superíndex davant del símbol de l’element: C. El nombre de neutrons es troba restant el nombre de protons del nombre d’isòtops: 14 - 6 = 8 neutrons.
   • Diguem que l'àtom de carboni d'interès té sis neutrons (C). És l’isòtop de carboni més abundant, que representa aproximadament el 99% de tots els àtoms d’aquest element. Tot i això, aproximadament l’1% dels àtoms de carboni tenen 7 neutrons (C). Altres tipus d’àtoms de carboni tenen més de 7 o menys de 6 neutrons i existeixen en quantitats molt petites.
3. 3 Sumeu el nombre de protons i neutrons. Aquesta serà la massa atòmica de l'àtom donat. Ignoreu el nombre d’electrons que envolten el nucli: la seva massa total és extremadament petita, de manera que pràcticament no afecten els vostres càlculs.
   • El nostre àtom de carboni té 6 protons + 6 neutrons = 12. Per tant, la massa atòmica d’aquest àtom de carboni és 12. Si aquest fos l’isòtop "carboni-13", sabríem que té 6 protons + 7 neutrons = pes atòmic 13.
   • De fet, la massa atòmica de carboni-13 és de 13.003355, i aquest valor és més precís, ja que es va determinar experimentalment.
   • La massa atòmica és molt propera al nombre d’isòtops. Per comoditat dels càlculs, se sol suposar que el nombre d’isòtops és igual a la massa atòmica. Els valors de la massa atòmica determinats experimentalment superen lleugerament el nombre d’isòtops a causa de la contribució molt petita dels electrons.

Mètode 3 de 3: càlcul de la massa atòmica relativa (pes atòmic) d’un element

1. 1 Determineu quins isòtops són a la mostra. Els químics solen determinar la proporció d’isòtops en una mostra particular mitjançant un instrument especial anomenat espectròmetre de masses. Tanmateix, durant la formació, aquestes dades se us proporcionaran en condicions de tasques, control, etc., en forma de valors extrets de la literatura científica.
   • En el nostre cas, diguem que estem davant de dos isòtops: carboni-12 i carboni-13.
2. 2 Determineu el contingut relatiu de cada isòtop de la mostra. Per a cada element, es produeixen diferents isòtops en diferents proporcions. Aquestes proporcions gairebé sempre s’expressen com a percentatges. Alguns isòtops són molt comuns, mentre que altres són molt rars, de vegades tan difícils de detectar. Aquestes quantitats es poden determinar mitjançant espectrometria de masses o es poden trobar en un manual.
   • Diguem que la concentració de carboni-12 és del 99% i que el carboni-13 és de l’1%. Altres isòtops del carboni realment existeixen, però en quantitats tan petites que en aquest cas es poden descuidar.
3. 3 Multiplicar la massa atòmica de cada isòtop per la seva concentració a la mostra. Multiplicar la massa atòmica de cada isòtop pel seu percentatge (expressat com una fracció decimal). Per convertir els percentatges en decimals, només cal dividir entre 100. Les concentracions resultants sempre haurien de sumar 1.
   • La nostra mostra conté carboni-12 i carboni-13. Si el carboni 12 és el 99% de la mostra i el carboni 13 és l’1%, és necessari multiplicar 12 (massa atòmica de carboni-12) per 0,99 i 13 (massa atòmica de carboni-13) per 0,01.
   • Els llibres de referència donen percentatges basats en les quantitats conegudes de tots els isòtops d’un element. La majoria dels llibres de text de química contenen aquesta informació en forma de taula al final del llibre. Per a la mostra estudiada, les concentracions relatives d’isòtops també es poden determinar mitjançant un espectròmetre de masses.
4. 4 Sumeu els resultats. Sumeu els resultats de multiplicació que heu obtingut al pas anterior.Com a resultat d'aquesta operació, trobareu la massa atòmica relativa del vostre element: el valor mitjà de les masses atòmiques dels isòtops de l'element en qüestió. Quan es considera un element en el seu conjunt, en lloc d’un isòtop específic d’un determinat element, s’utilitza aquest valor.
   • En el nostre exemple, 12 x 0,99 = 11,88 per al carboni-12 i 13 x 0,01 = 0,13 per al carboni-13. La massa atòmica relativa en el nostre cas és d’11,88 + 0,13 = 12,01.

Consells

• Alguns isòtops són menys estables que d’altres: es desintegren en àtoms d’elements amb menys protons i neutrons al nucli, alliberant partícules que formen el nucli atòmic. Aquests isòtops s’anomenen radioactius.

Què necessites

• Manual de Química
• Calculadora