A massa atômica média não é uma medida direta de um único átomo. Essa massa é a massa média por átomo de uma amostra geral de um elemento particular. Se você pudesse calcular a massa de um único bilionésimo de um átomo, você poderia calcular esse valor da mesma forma que faria com qualquer outra média. Felizmente, existe uma maneira mais fácil de calcular a massa atômica, que se baseia em dados conhecidos de raridades de diferentes isótopos.
Etapa
Parte 1 de 2: Calculando a Massa Atômica Média
Etapa 1. Compreender os isótopos e as massas atômicas
A maioria dos elementos ocorre naturalmente em uma variedade de formas, chamadas isótopos. O número de massa de cada isótopo é o número de prótons e nêutrons em seu núcleo. Cada próton e nêutron pesa 1 unidade de massa atômica (amu). A única diferença entre dois isótopos de um elemento é o número de nêutrons por átomo, que afeta a massa atômica. No entanto, os elementos sempre têm o mesmo número de prótons.
- A massa atômica média de um elemento é afetada por variações no número de seus nêutrons e representa a massa média por átomo em uma amostra geral de um elemento.
- Por exemplo, prata elementar (Ag) tem 2 isótopos de ocorrência natural, nomeadamente Ag-107 e Ag-109 (ou). 107Ag e 109Ag). Os isótopos são nomeados com base em seu "número de massa" ou o número de prótons e nêutrons em um átomo. Isso significa que o Ag-109 tem 2 nêutrons a mais do que o Ag-107, então sua massa é um pouco maior.
Etapa 2. Observe a massa de cada isótopo
Você precisa de 2 tipos de dados para cada isótopo. Você pode encontrar esses dados em livros ou fontes da Internet, como webelements.com. O primeiro dado é a massa atômica, ou a massa de um átomo de cada isótopo. Os isótopos com mais nêutrons têm uma massa maior.
- Por exemplo, o isótopo de prata Ag-107 tem uma massa atômica de 106, 90509 colégio (unidade de massa atômica). Enquanto isso, o isótopo Ag-109 tem uma massa ligeiramente maior, a saber 108, 90470.
- As duas últimas casas decimais podem variar ligeiramente entre as fontes. Não inclua nenhum número entre parênteses após a massa atômica.
Etapa 3. Anote a abundância de cada isótopo
Esta abundância indica quão comum é um isótopo em termos de uma porcentagem de todos os átomos que compõem um elemento. Cada isótopo é proporcional à abundância do elemento (quanto maior a abundância de um isótopo, maior o efeito sobre a massa atômica média). Você pode encontrar esses dados nas mesmas fontes da massa atômica. A abundância de todos os isótopos deve ser 100% (embora possa haver um pequeno erro devido a erros de arredondamento).
- O isótopo Ag-107 tem abundância de 51,86%, enquanto o Ag-109 é ligeiramente menos comum com abundância de 48,14%. Isso significa que a amostra geral de prata é composta por 51,86% Ag-107 e 48,14% Ag-109.
- Ignore quaisquer isótopos cuja abundância não esteja listada. Isótopos como esses não ocorrem naturalmente na Terra.
Etapa 4. Converta a porcentagem de abundância em um número decimal
Divida a porcentagem de abundância por 100 para obter o mesmo valor em números decimais.
No mesmo problema, o número da abundância é 51,86 / 100 = 0, 5186 e 48, 14/100 = 0, 4814.
Etapa 5. Encontre a massa atômica média ponderada do isótopo estável
A massa atômica média de um elemento com um número de isótopos n é igual a (massaisótopo 1 * abundânciaisótopo 1) + (massaisótopo 2 * abundânciaisótopo 2) +… + (Massaisótopo n * abundânciaisótopo n . Este é um exemplo de "média ponderada", o que significa que quanto mais massa encontrada (quanto maior a abundância), maior o efeito no resultado. Veja como usar a fórmula acima em prata:
-
Massa atômica médiaAg = (massaAgo-107 * abundânciaAgo-107) + (massaAg-109 * abundânciaAg-109)
=(106, 90509 * 0, 5186) + (108, 90470 * 0, 4814)
= 55, 4410 + 52, 4267
= 107, 8677 ensino médio.
- Observe os elementos da tabela periódica para verificar sua resposta. A massa atômica média geralmente é listada abaixo do símbolo do elemento.
Parte 2 de 2: Usando resultados de cálculos
Etapa 1. Converter massa em número atômico
A massa atômica média mostra a relação entre a massa e o número atômico em uma amostra geral de um elemento. Isso é útil em laboratórios de química porque calcular o número atômico diretamente é quase impossível, mas calcular sua massa é bastante fácil. Por exemplo, você pode pesar uma amostra de prata e estimar que cada 107,8677 amu de sua massa contém 1 átomo de prata.
Etapa 2. Converta em massa molar
A unidade de massa atômica é muito pequena. Assim, os químicos geralmente pesam as amostras em gramas. Felizmente, esse conceito foi definido para facilitar a conversão. Basta multiplicar a massa atômica média por 1 g / mol (constante de massa molar) para obter a resposta em g / mol. Por exemplo, 107,8677 gramas de prata contêm uma média de 1 mol de átomos de prata.
Etapa 3. Encontre a massa molecular média
Como uma molécula é uma coleção de átomos, você pode somar as massas dos átomos para calcular a massa molecular. Se você usar a massa atômica média (não a massa de um isótopo específico), o resultado é a massa média das moléculas encontradas naturalmente na amostra. Exemplo:
- A molécula de água tem a fórmula química H2O. Então, ele é composto de 2 átomos de hidrogênio (H) e 1 átomo de oxigênio (O).
- O hidrogênio tem massa atômica média de 1,00794 amu. Enquanto isso, os átomos de oxigênio têm uma massa média de 15.9994 amu.
- Massa molecular H2O O médio é igual a (1,00794) (2) + 15,9994 = 18,01528 amu, equivalente a 18,01528 g / mol.
Pontas
- O termo massa atômica relativa às vezes é usado como sinônimo de massa atômica média. No entanto, há uma ligeira diferença entre os dois porque a massa atômica relativa não tem unidades, mas representa a massa relativa a um átomo de carbono C-12. Desde que você use unidades de massa atômica em seu cálculo de massa média, esses dois valores são essencialmente idênticos.
- Com algumas exceções especiais, os elementos à direita da tabela periódica têm uma massa média maior do que os elementos à esquerda. Essa pode ser uma maneira fácil de verificar se sua resposta faz sentido.
- 1 unidade de massa atômica é definida como 1/12 da massa de um átomo de carbono C-12.
- A abundância dos isótopos é calculada com base em amostras que ocorrem naturalmente na Terra. Compostos incomuns, como meteoritos ou amostras de laboratório, podem ter diferentes razões de isótopos e, como resultado, diferentes massas atômicas médias.
- O número entre parênteses após a massa atômica representa a incerteza do último dígito. Por exemplo, uma massa atômica de 1,0173 (4) significa que uma amostra geral de átomos tem uma massa na faixa de 1,0173 ± 0,0004. Você não precisa usar esse número, a menos que seja solicitado no problema.
- Use a massa atômica média ao calcular massas envolvendo elementos e compostos.
