Contente

• Passos
• Método 1 de 3: Encontrando a Massa Atômica usando a Tabela Periódica dos Elementos
• Método 2 de 3: Calculando a Massa Atômica de um Único Átomo
• Método 3 de 3: Calculando a massa atômica relativa (peso atômico) de um elemento
• Pontas
• O que você precisa

Massa atômica é a soma das massas de todos os prótons, nêutrons e elétrons que constituem este ou aquele átomo ou molécula. Em comparação com prótons e nêutrons, a massa dos elétrons é muito pequena, por isso não é levada em consideração nos cálculos. Embora isso seja incorreto de um ponto de vista formal, esse termo é freqüentemente usado para se referir à massa atômica média de todos os isótopos de um elemento. Na verdade, esta é a massa atômica relativa, também chamada de peso atômico elemento. O peso atômico é a média das massas atômicas de todos os isótopos de ocorrência natural de um elemento. Os químicos devem distinguir entre esses dois tipos de massa atômica ao fazer seu trabalho - um valor de massa atômica incorreto pode, por exemplo, levar a um resultado incorreto para o rendimento de um produto de reação.

Passos

Método 1 de 3: Encontrando a Massa Atômica usando a Tabela Periódica dos Elementos

1. 1 Aprenda como a massa atômica é escrita. A massa atômica, ou seja, a massa de um determinado átomo ou molécula, pode ser expressa em unidades SI padrão - gramas, quilogramas e assim por diante. No entanto, devido ao fato de que as massas atômicas expressas nessas unidades são extremamente pequenas, elas são frequentemente registradas em unidades de massa atômica unificada, ou abreviadamente amu. - unidades de massa atômica. Uma unidade de massa atômica é igual a 1/12 da massa do isótopo padrão carbono-12.
   • A unidade de massa atômica caracteriza a massa um mol de um determinado elemento em gramas... Este valor é muito útil em cálculos práticos, pois pode ser usado para converter facilmente a massa de um determinado número de átomos ou moléculas de uma determinada substância em moles e vice-versa.
2. 2 Encontre a massa atômica na tabela periódica. A maioria das tabelas periódicas padrão contém as massas atômicas (pesos atômicos) de cada elemento. Como regra, eles são mostrados como um número na parte inferior da célula com o elemento, sob as letras que indicam o elemento químico. Geralmente não é um número inteiro, mas uma fração decimal.
   • Observe que todas as massas atômicas relativas dadas na tabela periódica para cada elemento são média valores. Os elementos químicos têm diferentes isótopos - espécies químicas que têm massas diferentes devido a nêutrons adicionais ou ausentes no núcleo atômico. Portanto, as massas atômicas relativas listadas na tabela periódica podem ser usadas como uma média para os átomos de um elemento particular, mas não como a massa de um átomo de um determinado elemento.
   • As massas atômicas relativas fornecidas na tabela periódica são usadas para calcular as massas molares de átomos e moléculas. Massas atômicas expressas em um (como na tabela periódica) são essencialmente adimensionais. No entanto, simplesmente multiplicando a massa atômica por 1 g / mol, obtemos uma característica útil de um elemento - a massa (em gramas) de um mol de átomos desse elemento.
3. 3 Lembre-se de que a tabela periódica lista as massas atômicas médias dos elementos. Conforme observado anteriormente, as massas atômicas relativas indicadas para cada elemento na tabela periódica são a média das massas de todos os isótopos em um átomo. Essa média é valiosa para muitos propósitos práticos: por exemplo, é usada para calcular a massa molar de moléculas compostas por vários átomos. No entanto, quando você está lidando com átomos individuais, esse valor geralmente não é suficiente.
   • Uma vez que a massa atômica média é o valor médio para vários isótopos, o valor indicado na tabela periódica não é exato o valor da massa atômica de qualquer átomo individual.
   • As massas atômicas de 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 de um Único Átomo

1. 1 Encontre o número atômico de um determinado elemento ou seu isótopo. O número atômico é o número de prótons nos átomos de um elemento, ele nunca muda. Por exemplo, todos os átomos de hidrogênio e só eles têm um próton. O número atômico do sódio é 11, porque seu núcleo tem onze prótons, enquanto o número atômico do oxigênio é oito, já que seu núcleo tem oito prótons. Você pode encontrar o número atômico de qualquer elemento na tabela periódica de Mendeleev - em quase todas as suas versões padrão, esse número é indicado acima da letra de designação do elemento químico. O número atômico é sempre um número inteiro positivo.
   • Suponha que estejamos interessados ​​em um átomo de carbono. Sempre há seis prótons nos átomos de carbono, portanto sabemos que seu número atômico é 6. Além disso, vemos que na tabela periódica, na parte superior da célula com o carbono (C) está o número "6", indicando que o número atômico do carbono é seis.
   • Observe que o número atômico de um elemento não está relacionado exclusivamente à sua massa atômica relativa na tabela periódica. Embora, especialmente para os elementos no topo da tabela, possa parecer que a massa atômica de um elemento é duas vezes seu número atômico, ela nunca é calculada multiplicando o número atômico por dois.
2. 2 Encontre o número de nêutrons no núcleo. O número de nêutrons pode ser diferente para diferentes átomos do mesmo elemento. Quando dois átomos do mesmo elemento com o mesmo número de prótons têm um número diferente de nêutrons, eles são isótopos diferentes desse elemento.Ao contrário do número de prótons, que nunca muda, o número de nêutrons nos átomos de um elemento particular pode freqüentemente mudar, então a massa atômica média de um elemento é escrita como uma fração decimal com um valor entre dois inteiros adjacentes.
   • O número de nêutrons pode ser determinado pela designação do isótopo do elemento. Por exemplo, o carbono-14 é um isótopo radioativo natural do carbono-12. Freqüentemente, o número do isótopo é indicado como um número sobrescrito na frente do símbolo do elemento: C. O número de nêutrons é encontrado subtraindo o número de prótons do número do isótopo: 14 - 6 = 8 nêutrons.
   • Digamos que o átomo de carbono de interesse tenha seis nêutrons (C). É o isótopo de carbono mais abundante, sendo responsável por cerca de 99% de todos os átomos deste elemento. No entanto, cerca de 1% dos átomos de carbono têm 7 nêutrons (C). Outros tipos de átomos de carbono têm mais de 7 ou menos de 6 nêutrons e existem em quantidades muito pequenas.
3. 3 Some o número de prótons e nêutrons. Esta será a massa atômica do átomo dado. Ignore o número de elétrons que cercam o núcleo - sua massa total é extremamente pequena, então eles praticamente não afetam seus cálculos.
   • Nosso átomo de carbono tem 6 prótons + 6 nêutrons = 12. Assim, a massa atômica deste átomo de carbono é 12. Se este fosse o isótopo "carbono-13", então saberíamos que ele tem 6 prótons + 7 nêutrons = peso atômico 13
   • Na verdade, a massa atômica do carbono-13 é 13,003355, e esse valor é mais preciso, pois foi determinado experimentalmente.
   • A massa atômica está muito próxima do número do isótopo. Para a conveniência dos cálculos, o número do isótopo é freqüentemente considerado igual à massa atômica. Os valores determinados experimentalmente da massa atômica excedem ligeiramente o número do isótopo devido à contribuição muito pequena dos elétrons.

Método 3 de 3: Calculando a massa atômica relativa (peso atômico) de um elemento

1. 1 Determine quais isótopos estão na amostra. Os químicos freqüentemente determinam a proporção de isótopos em uma amostra particular usando um instrumento especial chamado espectrômetro de massa. No entanto, durante o treinamento, esses dados serão fornecidos a você nas condições de tarefas, controle e assim por diante na forma de valores retirados da literatura científica.
   • Em nosso caso, digamos que estamos lidando com dois isótopos: carbono-12 e carbono-13.
2. 2 Determine o conteúdo relativo de cada isótopo na amostra. Para cada elemento, diferentes isótopos ocorrem em diferentes proporções. Essas proporções são quase sempre expressas como porcentagens. Alguns isótopos são muito comuns, enquanto outros são muito raros - às vezes tão difíceis de detectar. Essas quantidades podem ser determinadas usando espectrometria de massa ou podem ser encontradas em um manual.
   • Digamos que a concentração de carbono-12 seja de 99% e de carbono-13 de 1%. Outros isótopos de carbono mesmo existem, mas em quantidades tão pequenas que, neste caso, podem ser negligenciadas.
3. 3 Multiplique a massa atômica de cada isótopo por sua concentração na amostra. Multiplique a massa atômica de cada isótopo por sua porcentagem (expressa como uma fração decimal). Para converter porcentagens em decimais, simplesmente divida por 100. As concentrações resultantes devem sempre somar 1.
   • Nossa amostra contém carbono-12 e carbono-13. Se o carbono-12 for 99% da amostra e o carbono-13 for 1%, então é necessário multiplicar 12 (massa atômica do carbono-12) por 0,99 e 13 (massa atômica do carbono-13) por 0,01.
   • Os livros de referência fornecem porcentagens com base nas quantidades conhecidas de todos os isótopos de um elemento. A maioria dos livros didáticos de química contém essas informações em forma de tabela no final do livro. Para a amostra em estudo, as concentrações relativas de isótopos também podem ser determinadas usando um espectrômetro de massa.
4. 4 Some os resultados. Some os resultados da multiplicação que você obteve na etapa anterior.Como resultado desta operação, você encontrará a massa atômica relativa do seu elemento - o valor médio das massas atômicas dos isótopos do elemento em questão. Ao considerar um elemento como um todo, em vez de um isótopo específico de um determinado elemento, é esse valor que é usado.
   • Em nosso exemplo, 12 x 0,99 = 11,88 para o carbono-12 e 13 x 0,01 = 0,13 para o carbono-13. A massa atômica relativa em nosso caso é 11,88 + 0,13 = 12,01.

Pontas

• Alguns isótopos são menos estáveis ​​do que outros: eles decaem em átomos de elementos com menos prótons e nêutrons no núcleo, liberando partículas que compõem o núcleo atômico. Esses isótopos são chamados de radioativos.

O que você precisa

• Manual de Química
• Calculadora