Massa atômica é a soma de todos os prótons, nêutrons e elétrons em um único átomo ou molécula. A massa de um elétron é tão pequena que pode ser ignorada e não levada em consideração. Embora tecnicamente incorreto, o termo massa atômica também é freqüentemente usado para se referir à massa atômica média de todos os isótopos de um elemento. Esta segunda definição é na verdade a massa atômica relativa, que também é conhecida como peso atômico um elemento. O peso atômico leva em consideração a massa média dos isótopos naturais do mesmo elemento. Os químicos devem distinguir entre esses dois tipos de massa atômica para orientar seu trabalho - por exemplo, um valor de massa atômica incorreto pode levar a cálculos incorretos de resultados experimentais.
Etapa
Método 1 de 3: Leitura da Massa Atômica na Tabela Periódica
Etapa 1. Compreenda como representar a massa atômica
Massa atômica é a massa de um átomo ou molécula. A massa atômica pode ser expressa em unidades de massa SI padrão - gramas, quilogramas, etc. No entanto, como a massa atômica é muito pequena quando expressa nessas unidades, a massa atômica é frequentemente expressa em unidades de massa atômica composta (geralmente abreviado como u ou amu). O padrão para uma unidade de massa atômica é 1/12 da massa do isótopo carbono-12 padrão.
A unidade de massa atômica expressa a massa de um mol de um elemento ou molécula em gramas. Esta é uma propriedade muito útil em cálculos práticos porque esta unidade facilita a conversão entre massas e moles de quantidades de átomos ou moléculas do mesmo tipo
Etapa 2. Encontre a massa atômica na tabela periódica
A maioria das tabelas periódicas lista a massa atômica relativa (peso atômico) de cada elemento. Essa massa quase sempre é listada como um número na parte inferior da grade do elemento na tabela, abaixo de um símbolo químico que mostra uma ou duas letras. Esse número geralmente é representado como decimal em vez de um número inteiro.
- Observe que as massas atômicas relativas listadas na tabela periódica são os valores médios dos elementos relacionados. Os elementos químicos possuem diferentes isótopos - formas químicas que possuem diferentes massas devido à adição ou subtração de um ou mais nêutrons do núcleo atômico. Assim, a massa atômica relativa listada na tabela periódica pode ser usada como um valor médio para os átomos de um elemento particular, mas não como a massa de um único átomo do elemento.
- As massas atômicas relativas, como as encontradas na tabela periódica, são usadas para calcular as massas molares de átomos e moléculas. A massa atômica, quando representada em um como na tabela periódica, tecnicamente não possui unidades. No entanto, multiplicar a massa atômica por 1 g / mol nos dá uma quantidade que pode ser usada para a massa molar do elemento - a massa (em gramas) de um mol de um átomo do elemento.
Etapa 3. Entenda que os valores da tabela periódica são as massas atômicas médias de um elemento
Como já explicado, a massa atômica relativa listada para cada elemento na tabela periódica é o valor médio de todos os isótopos do átomo. Essa média é importante para muitos cálculos práticos - por exemplo, calcular a massa molar de uma molécula que consiste em vários átomos. No entanto, ao trabalhar com átomos individuais, esse número às vezes não é suficiente.
- O valor na tabela periódica não é um valor exato para qualquer massa atômica única porque é uma média de vários tipos diferentes de isótopos.
- As massas atômicas para átomos individuais devem ser calculadas levando em consideração o número exato de prótons e nêutrons em um único átomo.
Método 2 de 3: Calculando a massa atômica para átomos individuais
Etapa 1. Encontre o número atômico do elemento ou isótopo
O número atômico é o número de prótons em um elemento e não tem um número variável. Por exemplo, todos os átomos de hidrogênio, e apenas átomos de hidrogênio, têm um próton. O sódio tem um número atômico 11 porque seu núcleo tem onze prótons, enquanto o oxigênio tem um número atômico 8 porque seu núcleo tem oito prótons. Você pode encontrar o número atômico de qualquer elemento na tabela periódica - em quase qualquer tabela periódica padrão. O número atômico é o número acima do símbolo químico que lê uma ou duas letras. Este número é sempre um inteiro positivo.
- Suponha que estejamos trabalhando com átomos de carbono. O carbono sempre tem seis prótons. Então, sabemos que seu número atômico é 6. Vemos também na tabela periódica que a caixa do carbono (C) tem o número “6” na parte superior, indicando que o número atômico do carbono é seis.
- Observe que o número atômico de um elemento não tem efeito direto sobre sua massa atômica relativa, conforme está escrito na tabela periódica. Embora pareça provável que a massa atômica de um átomo seja duas vezes seu número atômico (especialmente entre os elementos no topo da tabela periódica), a massa atômica nunca é calculada multiplicando o número atômico de um elemento por dois.
Etapa 2. Encontre o número de nêutrons no núcleo
O número de nêutrons pode variar para átomos de um elemento específico. Embora dois átomos com o mesmo número de prótons e diferentes números de nêutrons sejam o mesmo elemento, eles são isótopos diferentes do elemento. Ao contrário do número de prótons em um elemento que nunca muda, o número de nêutrons nos átomos de um determinado elemento pode variar, então a massa atômica média do elemento deve ser representada como um valor decimal entre dois números inteiros.
- O número de nêutrons pode ser determinado pela determinação do isótopo de um elemento. Por exemplo, o carbono-14 é um isótopo radioativo natural do carbono-12. Freqüentemente, você verá isótopos atribuídos a um pequeno número no topo (sobrescrito) antes do símbolo do elemento: 14C. O número de nêutrons é calculado subtraindo o número de prótons do número de isótopos: 14 - 6 = 8 nêutrons.
- Suponha que o átomo de carbono com o qual estamos trabalhando tenha seis nêutrons (12C). É o isótopo de carbono mais comum, constituindo quase 99% de todos os átomos de carbono. No entanto, cerca de 1% dos átomos de carbono têm 7 nêutrons (13C). Os outros tipos de átomos de carbono, que têm mais ou menos de 6 ou 7 nêutrons, são em número muito pequeno.
Etapa 3. Some as contagens de prótons e nêutrons
Esta é a massa atômica do átomo. Não se preocupe com o número de elétrons orbitando o núcleo - a massa combinada é tão pequena que, na maioria dos casos práticos, essa massa realmente não afetará sua resposta.
- Nosso átomo de carbono tem 6 prótons + 6 nêutrons = 12. A massa atômica deste átomo de carbono em particular é 12. No entanto, se o átomo é um isótopo de carbono-13, sabemos que o átomo tem 6 prótons + 7 nêutrons = peso atômico de 13.
- O peso atômico real do carbono-13 é 13,003355, e esse peso é mais preciso porque foi determinado experimentalmente.
- A massa atômica é quase igual ao número de isótopos de um elemento. Para fins de cálculo básico, o número de isótopos é igual à massa atômica. Quando determinada experimentalmente, a massa atômica é ligeiramente maior que o número de isótopos devido à contribuição de massa muito pequena dos elétrons.
Método 3 de 3: Calculando a Massa Atômica Relativa (Peso Atômico) de um Elemento
Etapa 1. Determine os isótopos presentes na amostra
Os químicos freqüentemente determinam as proporções isotópicas relativas em uma amostra usando um instrumento especial chamado espectrômetro de massa. No entanto, em aulas de química para alunos e estudantes universitários, essas informações são frequentemente fornecidas a você em testes escolares, etc., na forma de notas que foram determinadas na literatura científica.
Para nossos propósitos, digamos que estejamos trabalhando com os isótopos carbono-12 e carbono-13
Etapa 2. Determine a abundância relativa de cada isótopo na amostra
Em um determinado elemento, diferentes isótopos ocorrem em diferentes proporções. Essa proporção quase sempre é indicada como uma porcentagem. Alguns isótopos têm proporções muito comuns, enquanto outros são extremamente raros - às vezes, tão raros que essas proporções são quase imperceptíveis. Essas informações podem ser determinadas por meio de espectrometria de massa ou de livros de referência.
Suponha que a abundância de carbono-12 seja de 99% e a abundância de carbono-13 seja de 1%. Outros isótopos de carbono existem, mas em quantidades tão pequenas que podem ser negligenciados neste problema de exemplo
Etapa 3. Multiplique a massa atômica de cada isótopo por sua proporção na amostra
Multiplique a massa atômica de cada isótopo por sua abundância percentual (escrita em decimal). Para converter uma porcentagem em decimal, basta dividir a porcentagem por 100. O número de porcentagens convertidas em decimal sempre será 1.
- Nossa amostra contém carbono-12 e carbono-13. Se o carbono-12 representar 99% da amostra e o carbono-13 representar 1% da amostra, multiplique 12 (massa atômica do carbono-12) por 0,99 e 13 (massa atômica do carbono-13) por 0,01.
- Livros de referência darão a você proporções percentuais com base em todas as quantidades conhecidas de isótopos de um elemento. A maioria dos livros de química inclui essas informações em uma tabela no final do livro. O espectrômetro de massa também pode determinar a proporção da amostra sendo testada.
Etapa 4. Some os resultados
Some os resultados da multiplicação que você fez na etapa anterior. O resultado dessa soma é a massa atômica relativa do seu elemento - a média das massas atômicas dos isótopos do seu elemento. Ao discutir elementos em geral, e não isótopos específicos do elemento, esse valor é usado.
