MASSA ATÒMICA: DEFINICIÓ, TIPUS, COM CALCULAR-LA, EXEMPLES - QUIMICA - 2025

La massa atòmica és la quantitat de matèria present en un àtom, la qual pot expressar-se en les unitats físiques ordinàries o en unitats de massa atòmica (uma ou). Un àtom està buit en gairebé tota la seva estructura; electrons que es troben difuminats en regions anomenades orbitals, on hi ha una certa probabilitat de trobar-los, i el seu nucli.

Al nucli de l'àtom es troben els protons i neutrons; els primers amb càrregues positives, mentre que els segons amb càrrega neutra. Aquestes dues partícules subatòmiques tenen una massa molt més gran que la de l'electró; per tant, la massa d'un àtom ve regida pel seu nucli i no pel buit ni tampoc els electrons.

Les principals partícules subatòmiques i la massa de l'nucli. Font: Gabriel Bolívar.

La massa d'un electró és aproximadament 9,1 · 10 ^-31 kg, mentre que la de l'protó 1,67 · 10 ^-27 kg, sent la relació màssica de 1.800; és a dir, un protó "pesa" 1.800 vegades més que un electró. Similarment passa el mateix amb les masses de l'neutró i electró. És per això que l'aportació màssic de l'electró per a fins ordinaris es considera menyspreable.

A causa d'això sol assumir que la massa de l'àtom, o massa atòmica, depèn només de la massa de l'nucli; la qual al seu torn, consta de la sumatòria de matèria dels neutrons i protons. D'aquest raonament es desprenen dos conceptes: nombre de massa i massa atòmica, tots dos íntimament relacionats.

Havent tant "buit" en els àtoms, i atès que la seva massa és funció gairebé enterament de el nucli, és d'esperar que aquest últim sigui extraordinàriament dens.

Si li traguéssim dit buit a qualsevol cos o objecte, les seves dimensions es contraurien dràsticament. Així mateix, si poguéssim construir un objecte petit basat en nuclis atòmics (sense electrons), llavors aquest tindria una massa de milions de tones.

D'altra banda, les masses atòmiques ajuden a distingir diferents àtoms d'un mateix element; aquests són, els isòtops. A l'haver isòtops més abundants que altres, ha d'estimar una mitjana de les masses dels àtoms per a un determinat element; mitjana que pot variar de planeta en planeta, o d'una regió espacial a una altra.

Definició i concepte

Per definició, la massa atòmica és la sumatòria de les masses dels seus protons i neutrons expressades amb uma o u. El nombre resultant (també anomenat de vegades nombre de massa) es col·loca adimensional a la cantonada superior esquerra a la notació utilitzada per als núclids. Per exemple, per l'element ¹⁵ X la seva massa atòmica és 15uma o 15u.

La massa atòmica no pot dir molt sobre la veritable identitat d'aquest element X. En el seu lloc, es recorre a el nombre atòmic, el qual correspon als protons que alberga el nucli de X. Si aquest nombre és 7, llavors la diferència (15-7) serà igual a 8; és a dir, X té 7 protons i 8 neutrons, la suma és 15.

Tornant a la imatge, el nucli té 5 neutrons i 4 protons, pel que el seu nombre de massa és de 9; i al seu torn setembre uma és la massa de la seva àtom. A l'tenir 4 protons, i consultant la taula periòdica, es pot veure que aquest nucli correspon a el de l'element beril·li, Be (o ⁹ Be).

Unitat de massa atòmica

Els àtoms són massa petits per poder mesurar les seves masses mitjançant mètodes convencionals o balances ordinàries. És per aquesta raó que es va inventar el uma, uo Dóna (Dalton). Aquestes unitats ideades per als àtoms permeten tenir una idea de què tan màssics són els àtoms d'un element en relació d'uns amb altres.

Però, què representa exactament un uma? Hi ha d'haver una referència que permeti establir relacions de masses. Per a això, es va utilitzar com a referència l'àtom ¹² C, el qual és l'isòtop més abundant i estable per al carboni. A l'tenir 6 protons (el seu nombre atòmic Z), i 6 neutrons, la seva massa atòmica per tant és de 12.

Es fa la suposició que els protons i neutrons tenen les mateixes masses, de manera que cada un aporti 1 uma. Es defineix llavors la unitat de massa atòmica com la dotzena part (1/12) de la massa un àtom de carboni-12; aquesta és, la massa d'un protó o neutró.

Equivalència en grams

I ara sorgeix la següent pregunta: quants grams equival 1 uma? Com a principi no hi havia tècniques prou avançades per mesurar-lo, els químics van haver de conformar-se amb expressar totes les masses amb uma; però, això era un avantatge i no un desavantatge.

Per què? Perquè a l'ésser les partícules subatòmiques tan petites, igual de petit devia ser la seva massa expressada en grams. De fet, 1 uma equival a 1,6605 · 10 ^-24 grams. A més, amb l'ús de l'concepte de mol, no va ser problema treballar les masses dels elements i els seus isòtops amb uma sabent que aquestes unitats podien modificar ag / mol.

Per exemple, tornant a l' ¹⁵ X i ⁹ Be, hem de les seves masses atòmiques són 15 uma i 9 uma, respectivament. Com que aquestes unitats són tan petites i no diuen directament quanta matèria un ha "pesar" per manipular-les, es transformen en les seves respectives masses molars: 15 g / mol i 9 g / mol (introduint els conceptes de mols i nombre d'Avogadro).

Massa atòmica mitjana

No tots els àtoms d'un mateix element tenen la mateixa massa. Això vol dir que han de tenir més partícules subatòmiques en el nucli. A l'ésser un mateix element, el nombre atòmic o nombre de protons ha de romandre constant; per tant, només hi ha variació en les quantitats de neutrons que posseeixen.

És així que apareix de la definició d'isòtops: àtoms d'un mateix element però amb diferents masses atòmiques. Per exemple, el beril·li gairebé íntegrament consisteix de l'isòtop ⁹ Be, amb quantitats traces de ¹⁰ Be. No obstant això, aquest exemple no serveix de molta ajuda per comprendre el concepte de massa atòmica mitjana; necessitem un amb més isòtops.

exemple

Suposem que existeix l'element ⁸⁸ J, sent aquest el principal isòtop de J amb una abundància de el 60%. J a més té dos isòtops: ⁸⁶ J, amb una abundància de el 20%, i ⁹⁰ J, amb una abundància també de 20%. Això vol dir que de 100 àtoms de J que recol·lectem a la Terra, 60 d'ells són ⁸⁸ J, i els 40 restants una barreja de ⁸⁶ J i ⁹⁰ J.

Cada un dels tres isòtops de J té la seva pròpia massa atòmica; és a dir, el seu sumatori de neutrons i protons. No obstant això, ha de promediarse aquestes masses per poder tenir a la mà una massa atòmica per J; aquí a la Terra, ja que pot haver-hi altres regions de l'Univers on l'abundància de ⁸⁶ J sigui de l'56% i no del 60%.

Per calcular la massa atòmica mitjana de J s'ha d'obtenir la mitjana ponderada de les masses dels seus isòtops; és a dir, tenint en compte el percentatge d'abundància per a cada un d'ells. Així tenim:

Massa Mitjana (J) = (86 uma) (0,60) + (88 uma) (0,20) + (90 uma) (0,20)

= 87,2 uma

És a dir, que la massa atòmica mitjana (coneguda també com a pes atòmic) de J és 87,2 uma. Mentre, la seva massa molar és 87,2 g / mol. Cal notar que 87,2 està més proper de 88 que de 86, i està a més distant de 90.

Massa atòmica absoluta

La massa atòmica absoluta és la massa atòmica expressada en grams. Partint de l'exemple de l'element hipotètic J, podem calcular la seva massa atòmica absoluta (la de la mitjana) sabent que cada uma equival a 1,6605 · 10 ^-24 grams:

Massa atòmica absoluta (J) = 87,2 uma * (1,6605 · 10 ^-24 g / uma)

= 1,447956 · 10 ^-22 g / àtom J

Això vol dir que de mitjana els àtoms de J tenen una massa absoluta de 1,447956 · 10 ^-22 g.

Massa atòmica relativa

La massa atòmica relativa numèricament és idèntica a la massa atòmica mitjana per un element donat; però, a diferència de la segona, la primera no té unitat. Per tant, és adimensional. Per exemple, la massa atòmica mitjana de l'beril·li és 9,012182 u; mentre que la seva massa atòmica relativa és simplement 9,012182.

És per això que de vegades aquests conceptes solen malinterpretar com a sinònims, ja que són molt semblants i les diferències entre ells són subtils. Però, a què és relatiu aquestes masses? Relatiu a la dotzena part de la massa de l' ¹² C.

Així doncs, un element amb una massa atòmica relativa de 77 vol dir que té una massa 77 vegades superior a 1/12 part de l' ¹² C.

Que han mirat els elements en la taula periòdica podrà veure que les seves masses vénen expressades relativament. No tenen unitats de uma, i s'interpreta com: el ferro té una massa atòmica de 55,846, la qual cosa vol dir que és 55,846 vegades més màssic que la massa de l'1/12 part de l' ¹² C, i que a més pot expressar-se com 55,846 uma o 55,846 g / mol.

Com calcular la massa atòmica

Matemàticament es va donar un exemple de com calcular-la amb l'exemple de l'element J. En termes generals, cal aplicar la fórmula de la mitjana ponderada, la qual vindria a ser:

P = Σ (massa atòmica isòtop) (abundància en decimals)

És a dir que tenint les masses atòmiques (neutrons + protons) de cada isòtop (natural d'ordinari) per un element determinat, així com les seves respectives abundàncies terrestres (o qualsevol que sigui la regió considerada), llavors es podrà calcular aquesta mitjana ponderat.

I per què no simplement la mitjana aritmètica? Per exemple, la massa atòmica mitjana de J és 87,2 uma. Si calculem novament aquesta massa però de manera aritmètica tindrem:

Massa mitjana (J) = (88 uma + 86 uma + 90 uma) / 3

= 88 uma

Cal notar que hi ha una diferència important entre 88 i 87,2. Això es deu al fet que en la mitjana aritmètica s'assumeix que l'abundància de tots els isòtops és la mateixa; a l'haver tres isòtops de J, cadascun haurà de tenir una abundància de 100/3 (33,33%). Però no és així en realitat: hi ha isòtops molt més abundants que un altre.

És per això que es calcula la mitjana ponderada, ja que en ell si es pren en consideració què tan abundant és un isòtop respecte a un altre.

exemples

carboni

Per calcular la massa atòmic mitjana de l'carboni necessitem seus isòtops naturals amb les seves respectives abundàncies. En el cas de l'carboni aquests són: ¹² C (98,89%) i ¹³ C (1,11%). Les masses atòmiques relatives d'ells són 12 i 13, respectivament, les quals al seu torn són iguals a 12 uma i 13 uma. resolent:

Massa atòmica mitjana (C) = (12 uma) (0,9889) + (13 uma) (0,0111)

= 12,0111 uma

Per tant, la massa d'un àtom de carboni és de mitjana 12,01 uma. A l'haver quantitats traces de ¹⁴ C, no té gairebé influència en aquesta mitjana.

Sodi

Tots els àtoms de sodi terrestres consten de l'isòtop ²³ Na, pel que la seva abundància és de el 100%. És per això que en càlculs ordinaris pot assumir-se que la seva massa és simplement 23 uma o 23 g / mol. Tanmateix, la seva massa exacta és de 22.98976928 uma.

oxigen

Els tres isòtops d'oxigen amb les seves respectives abundàncies són: ¹⁶ O (99,762%), ¹⁷ O (0,038%) i ¹⁸ O (0,2%). Tenim tot per calcular la seva massa atòmica mitjana:

Massa atòmica mitjana (O) = (16 uma) (0,99762) + (17 uma) (0,00038) + (18 uma) (0,002)

= 16,00438 uma

Encara que la seva massa exacta reportada és en realitat de 15,9994 uma.

nitrogen

Repetint els mateixos passos amb l'oxigen tenim: ¹⁴ N (99,634%) i ¹⁵ N (0,366%). llavors:

Massa atòmica mitjana (N) = (14 uma) (0,99634) + (15 uma) (0,00366)

= 14,00366 uma

Cal notar que la massa reportada per al nitrogen és de 14,0067 uma, una mica més gran a la qual calculem.

clor

Els isòtops de el clor amb les seves respectives abundàncies són: ³⁵ Cl (75,77%) i ³⁷ Cl (24,23%). Calculant la seva massa atòmica mitjana tenim:

Massa atòmica mitjana (Cl) = (35 uma) (0,7577) + (37 uma) (0,2423)

= 35,4846 uma

Molt semblant a la reportada (35,453 uma).

disprosi

I per finalitzar, es calcularà la massa mitjana d'un element amb molts isòtops naturals: el disprosi. Aquests i amb les seves respectives abundàncies són: ¹⁵⁶ Dy (0,06%), ¹⁵⁸ D i (0,10%), ¹⁶⁰ D i (2,34%), ¹⁶¹ D i (18,91%), ¹⁶² Dy (25,51 %), ¹⁶³ D i (24,90%) i ¹⁶⁴ Dy (28,18%).

Procedim a l'igual que els exemples anteriors a calcular la massa atòmica d'aquest metall:

Massa atòmica mitjana (Dy) = (156 uma) (0,0006%) + (158 uma) (0,0010) + (160 uma) (0,0234) + (161 uma) (0,1891) + (162 uma) (0,2551) + (163 uma) (0,2490) + (164 uma) (0,2818)

= 162,5691 uma

La massa reportada és 162,500 uma. Cal notar que aquesta mitjana es troba entre 162 i 163, ja que els isòtops ¹⁵⁶ Dy, ¹⁵⁸ D i i ¹⁶⁰ Dy són pocs abundants; mentre que els que predominen són ¹⁶² Dy, ¹⁶³ D i i ¹⁶⁴ Dy.

referències

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Química. (8va ed.). Cengage Learning.
2. Wikipedia. (2019). Atomic mass. Recuperat de: en.wikipedia.org
3. Christopher Masi. (Sf). Atomic Mass. Recuperat de: wsc.mass.edu
4. Natalie Wolchover. (12 de setembre del 2017). How Do You Weigh an Atom? Live Science. Recuperat de: livescience.com
5. Chemistry LibreTexts. (5 juny 2019). Calculating Atomic Masses. Recuperat de: chem.libretexts.orgs
6. Edward Wichers and H. Steffen Peiser. (15 de desembre del 2017). Atomic weight. Encyclopædia Britannica. Recuperat de: britannica.com