Como calcular a massa atômica

Massa atômica é a soma de todos os prótons, nêutrons e elétrons em um único átomo ou molécula. No entanto, a massa de um elétron é tão pequena, é considerada insignificante e não incluída no cálculo. Embora tecnicamente incorreto, o termo também é frequentemente usado para se referir ao massa atômica média de todos os isótopos de um elemento. Esta segunda definição é na verdade a massa atômica relativa, também conhecida como peso atômico, de um elemento. O peso atômico leva em conta a média das massas de isótopos que ocorrem naturalmente do mesmo elemento. Os químicos precisam distinguir entre esses dois tipos de massa atômica para orientar seu trabalho - um valor incorreto para a massa atômica pode, por exemplo, levar a um cálculo incorreto do rendimento de um experimento.

Passos

Método 1 de 3:
Encontrando leituras de massa atômica na tabela periódica
  1. Imagem intitulada Calcular Atomic Mass Step 1
1. Entender como a massa atômica é representada. Massa atômica, a massa de um determinado átomo ou molécula, pode ser expresso em unidades de massa SI padrão - gramas, quilogramas, etc. No entanto, porque as massas atômicas, quando expressas nestes termos, são incrivelmente pequenas, a massa atômica é frequentemente expressa em unidades de massa atômica unificada (geralmente encurtadas para "você" ou "AMU") ou em Dalton (DA). O padrão para uma unidade de massa atômica é igual a 1/12 da massa de um isótopo padrão de carbono-12.
  • Unidades de massa atômica dizem a massa de uma mole de um determinado elemento ou molécula em gramas. Esta é uma propriedade muito útil quando se trata de cálculos práticos, pois permite fácil conversão entre a massa e moles de uma determinada quantidade de átomos ou moléculas do mesmo tipo.
  • Imagem intitulada Calcular Atomic Mass Step 2
    2. Localizar massa atômica na tabela periódica. As tabelas periódicas mais padrão listam as massas atômicas relativas (pesos atômicos) de cada elemento. Isso é quase sempre escrito como um número na parte inferior da praça do elemento na mesa, sob seu símbolo químico de um ou dois letras. Este número é geralmente expresso como um decimal e não como um número inteiro.
  • Note que as massas atômicas relativas listadas na tabela periódica são média Valores para o elemento associado. Elementos químicos têm diferentes isotopes - formas químicas que diferem na massa devido à adição ou subtração de um ou mais nêutrons para o núcleo do átomo. Assim, a massa atômica relativa listada na tabela periódica é adequada como um valor médio para átomos de um determinado elemento, mas não como a massa de um único átomo desse elemento.
  • Missas atômicas relativas, conforme listadas na tabela periódica, são usadas para calcular massas molares para átomos e moléculas. Massas atômicas, quando expressas em AMU, como na mesa periódica, são tecnicamente sem unitess. No entanto, simplesmente multiplicando uma massa atômica por 1 g / mol, uma quantidade viável é obtida para a massa molar de um elemento - a massa (em gramas) de uma mole dos átomos de um elemento.
  • Por exemplo, a massa atômica de ferro é de 55.847 AMU, o que significa que uma mole de átomos de ferro pesa 55.847 gramas.
  • Calcular Atomic Mass Step 3
    3. Entender que os valores de tabela periódica são uma massa atômica média para um elemento. Como foi observado, as massas atômicas relativas listadas para cada elemento na tabela periódica são valores médios de todos os isótopos de um átomo. Este valor médio é valioso para muitos cálculos práticos - como, por exemplo, calculando o massa molar de uma molécula composta por vários átomos. No entanto, ao lidar com átomos individuais, esse número às vezes é insuficiente.
  • Porque é uma média de vários tipos diferentes de isótopos, o valor na tabela periódica não é o exato valor para qualquer massa atômica do único átomo.
  • As massas atômicas para átomos individuais devem ser calculadas, tendo em conta o número exato de prótons e nêutrons em um único átomo.
    • Método 2 de 3:
    Calculando massa atômica para um átomo individual
    1. Imagem intitulada Calcular Atomic Mass Step 4
    1. Encontre o número atômico do elemento ou isótopo. O número atômico é o número de prótons em um elemento, e nunca varia. Por exemplo, todos os átomos de hidrogênio e só átomos de hidrogênio, têm 1 próton. O sódio tem um número atômico de 11 porque seu núcleo tem 11 prótons, enquanto o oxigênio tem um número atômico de 8 porque seu núcleo tem 8 prótons. Você pode encontrar o número atômico de qualquer elemento na tabela periódica - em quase todas as tabelas periódicas padrão: é o número acima do símbolo 1 ou 2-lotícório de um elemento. Este número será sempre um número inteiro positivo.
    • Digamos que estamos trabalhando com o átomo de carbono. O carbono sempre tem 6 prótons, então sabemos que seu número atômico é 6. Também podemos ver na tabela periódica que o quadrado para carbono (c) tem um "6" No topo, significando que o número atômico do carbono é 6.
    • Note que o número atômico de um elemento não tem nenhum rolamento direto em sua massa atômica relativa, conforme listado na tabela periódica. Embora, especialmente entre os elementos no topo da tabela periódica, pode parecer que uma massa atômica de um átomos é cerca de duas vezes seu número atômico, a massa atômica não é calculada dobrando o número atômico de um elemento.
  • Calcular Atomic Mass Step 5
    2. Encontre o número de nêutrons no núcleo. O número de nêutrons pode variar entre os átomos de um determinado elemento. Enquanto 2 átomos com o mesmo número de prótons e diferentes números de nêutrons são o mesmo elemento, são diferentes isótopos desse elemento. Ao contrário do número de prótons em um elemento, que nunca muda, o número de nêutrons em átomos de um determinado elemento pode variar com frequência que a massa atômica média do elemento deve ser expressa como um valor decimal entre dois números inteiros.
  • O número de nêutrons pode ser determinado pela designação do isótopo do elemento. Por exemplo, o carbono-14 é um isótopo radioativo natural de carbono-12. Você freqüentemente verá um isótopo designado com o número como um superscrito antes do símbolo do elemento: C. O número de nêutrons é calculado subtraindo o número de prótons do número de isótopo: 14 - 6 = 8 nêutrons.
  • Vamos dizer o átomo de carbono que estamos trabalhando com seis nêutrons (c). Isto é de longe o isótopo mais comum de carbono, representando quase 99% de todos os átomos de carbono. No entanto, cerca de 1% dos átomos de carbono têm 7 nêutrons (c). Outros tipos de átomos de carbono com mais ou menos de 6 ou 7 nêutrons existem em quantidades muito pequenas.


  • Imagem intitulada Calcular Atomic Mass Step 6
    3. Adicione a contagem de prótons e nêutrons. Esta é a massa atômica desse átomo. Não se preocupe com o número de elétrons orbitando o núcleo - sua massa combinada é muito, muito pequena, então, na maioria dos casos práticos, não afetará significativamente sua resposta.
  • Nosso átomo de carbono tem 6 prótons + 6 nêutrons = 12. A massa atômica deste átomo de carbono específico é 12. Se fosse um Carbono-13 Isótopo, por outro lado, saberíamos que tem 6 prótons + 7 nêutrons = um peso atômico de 13.
  • O peso atômico real de carbono-13 é 13.003355, e é mais preciso porque foi determinado experimentalmente.
  • Massa atômica é muito perto do número de isótopo de um elemento. Para fins de cálculo básico, o número de isótopo é igual à massa atômica. Quando determinado experimentalmente, a massa atômica é ligeiramente maior do que o número de isótopo devido à pequena contribuição de massa de elétrons.
    • Método 3 de 3:
    Calculando massa atômica relativa (peso atômico) para um elemento
    1. Imagem intitulada Calcular Atomic Mass Step 7
    1. Determinar quais isótopos estão na amostra. Os químicos geralmente determinam as proporções relativas de isótopos em uma determinada amostra usando uma ferramenta especial chamada espectrômetro de massa. No entanto, na química do nível estudantil, esta informação é frequentemente fornecida para você em testes escolares, etc., sob a forma de valores estabelecidos da literatura científica.
    • Para nossos propósitos, digamos que estamos trabalhando com os isótopos carbono-12 e carbono-13.
  • Imagem intitulada Calcular Atomic Mass Step 8
    2. Determinar a abundância relativa de cada isótopo na amostra. Dentro de um determinado elemento, diferentes isótopos aparecem em diferentes proporções. Estas proporções são quase sempre expressas como porcentagens. Alguns isótopos serão muito comuns, enquanto outros serão muito raros - às vezes, tão raros que eles mal podem ser detectados. Esta informação pode ser determinada através da espectrometria de massa ou de um livro de referência.
  • Digamos que a abundância de carbono-12 seja 99% e a abundância de carbono-13 é de 1%. Outros isótopos de carbono Faz existem, mas eles existem em quantidades tão pequenas que, para este exemplo, eles podem ser ignorados.
  • Imagem intitulada Calcule Atomic Mass Step 9
    3. Multiplicar a massa atômica de cada isótopo por sua proporção na amostra. Multiplique a massa atômica de cada isótopo pelo seu percentual de abundância (escrito como decimal). Para converter uma porcentagem para um decimal, basta dividir por 100. As porcentagens convertidas devem sempre adicionar até 1.
  • Nossa amostra contém carbono-12 e carbono-13. Se o carbono-12 representa 99% da amostra e o carbono-13 representa 1% da amostra, multiplique 12 (a massa atômica de carbono-12) por 0.99 e 13 (a massa atômica de carbono-13) por 0.01.
  • Um livro de referência dará proporções percentuais com base em todas as quantidades conhecidas de isótopos de um elemento. A maioria dos livros de química inclui esta informação em uma tabela no final do livro. Um espectrômetro de massa também pode produzir as proporções para a amostra sendo testada.
  • Imagem intitulada Calcule Atomic Mass Step 10
    4. Adicione os resultados. Soma os produtos das multiplicações que você realizou no passo anterior. O resultado desta adição é a massa relativa atômica do seu elemento - o valor médio das massas atômicas dos isótopos do seu elemento. Ao discutir um elemento em geral, e não específico isótopos desse elemento, esse valor é usado.
  • Em nosso exemplo, 12 x 0.99 = 11.88 para carbono-12, enquanto 13 x 0.01 = 0.13 para carbono-13. A massa relativa atômica do nosso exemplo é 11.88 + 0.13 = 12.01.

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