Como calcular a massa atômica

3 Métodos:

Encontrar marcadores de massa atômicas da tabela periódicaCalcule a massa atômica de um átomo individualCalcule a massa atômica relativa (peso atômico) de um elemento

o massa atômica Ele é a soma de todos os protões, neutrões e electrões que compõem um átomo ou molécula. A massa de um electrão é tão pequeno, que é considerado negligenciável e não está incluído no cálculo. Este termo também é muitas vezes usado para se referir ao massa atômica média de todos os isótopos de um elemento, embora isso seja tecnicamente incorreto. A última definição é, na verdade, a massa atómica relativa de um elemento, também conhecido como o "peso atômico" de um elemento. o peso atômico leva em conta as massas atómicas do que ocorrem naturalmente isótopos do mesmo elemento. Para químico é importante distinguir entre esses dois tipos de massas atómicas ao realizar seu trabalho: um valor incorreto na massa atômica, por exemplo, pode levar a erros de cálculo dos resultados de um experimento.

método 1Encontrar marcadores de massa atômicas da tabela periódica

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Aprenda a representar a massa atômica. Atómica, ou a massa de um átomo ou molécula dada massa pode ser expresso em unidades de massa do sistema internacional (SI): gramas, quilogramas, etc. No entanto, porque as massas atómicas expressas nestes termos são incrivelmente pequenos, muitas vezes eles expressa através de unidades de massa atômica unificada (geralmente abreviado como "ou" ou "amu".) O padrão de uma massa atómica igual a 1/12 da massa de um isótopo de carbono-12 padrão.

• unidades de massa atómica indicam a massa de uma mole de um elemento ou molécula dada em gramas. É muito útil ao fazer cálculos práticos, permitindo facilmente fazer conversões entre massa e moles de uma determinada quantidade de átomos ou moléculas do mesmo tipo montante propriedade.

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Pesquisar massa atômica na tabela periódica. A maioria das tabelas periódicas mostram padrões de massa atómica (peso atômico) relativa de cada elemento. É geralmente aparece como um número na parte inferior do quadrado de cada elemento da tabela, sob a letra (ou duas cartas) do seu símbolo químico. Este número é geralmente expressa como um número decimal, quase nunca expressa como um inteiro.

• Note-se que as massas atómicas relativas mostrando a tabela periódica são valores médios para o item em questão. elementos químicos têm isótopos diferentes (formas químicas cuja massa varia porque envolvem a adição ou subtração de um ou mais nêutrons no núcleo do átomo) - portanto, a massa atômica relativa listados na tabela periódica serve como valor médio para átomos de um dado elemento, mas não como uma massa de um único átomo de esse elemento.
• As massas atómicas relativas à medida que aparecem na tabela periódica são usados ​​para calcular a massa molar de átomos e moléculas. As massas atómicas, quando expresso em amu, como na tabela periódica, tecnicamente não têm unidades. No entanto, para se obter uma quantidade com a qual é mais fácil de trabalhar, multiplicado por uma massa atómica g / mol. Isto é, a massa (em gramas) de uma mole de átomos desse elemento.

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Lembre-se que os valores da tabela periódica são a média das massas atômicas de um elemento. Como explicado acima, as massas atómicas relativas mostradas para cada elemento da tabela periódica são uma média dos valores de todos os isótopos de um átomo. Este valor médio é valioso para diversos cálculos práticos, por exemplo, para calcular a massa molar de uma molécula que consiste em vários átomos. No entanto, quando se trabalha com átomos individuais, este número pode não ter a precisão necessária.

• Uma vez que esta é apenas uma média de diferentes tipos de isótopos, o valor da tabela periódica não é o valor exacto da massa atómica de um átomo.
• Para calcular a massa atômica de átomos individuais, é necessário considerar o número exato de prótons e nêutrons do átomo.

método 2Calcule a massa atômica de um átomo individual

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Veja o número atómico do elemento ou isótopo. O número atômico é o número de prótons em um elemento e nunca varia. Por exemplo, todos os átomos de hidrogénio (e unicamente o hidrogênio) tem um próton. De sódio tem um número atômico de 11, porque seu núcleo tem 11 prótons, enquanto oxigénio com 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): o número está acima da letra ou letras do símbolo do elemento químico. Este é sempre um positivo e inteiro.

• Suponha que você está trabalhando com um átomo de carbono. Carbono sempre tem 6 prótons, então você sabe seu número atómico é 6. Você pode ver que na tabela periódica dos elementos, mesa de carbono ("C") tem um "6" na parte superior, o que significa que o número atómico de carbono é 6.
• Note-se que o número atômico não tem relação direta com a respectiva massa atômica como aparece na tabela periódica. No entanto, acontece frequentemente que a massa atómica de um átomo é cerca de duas vezes o seu número atómico, especialmente entre os elementos da parte superior da tabela periódica. De qualquer forma, a massa nunca mais atômica é calculado pela duplicação do número atómico do elemento.

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Encontre o número de nêutrons no núcleo. A quantidade de neutrões pode variar entre os átomos do mesmo elemento. Enquanto dois átomos que têm o mesmo número de protões e neutrões são números diferentes de átomos do mesmo elemento, neste caso, eles são diferentes isótopos desse elemento. Ao contrário do número de protões de um elemento (não varia), a quantidade de neutrões de um átomo pode frequentemente variar o suficiente para fazer a massa atómica do que elemento deve ser expressa como um valor decimal entre dois números inteiros.

• A quantidade de neutrões pode ser determinada através da designação do isótopo do mesmo elemento. Por exemplo, o carbono-14 isótopo é um carbono radioactivo natural,-12. Isótopos são muitas vezes identificado utilizando o número como um sobrescrito antes de o elemento de símbolo: C o número de neutrões é calculada subtraindo o número de o número de protões isótopo: 14-6 = 8 neutrões.
• Suponha que o átomo de carbono com a qual você vai trabalhar tem 6 nêutrons (C). Este é, de longe, o isótopo mais comum de carbono, representa cerca de 99% do total de átomos de carbono. No entanto, cerca de 1% dos átomos de carbono tem 7 nêutrons C. Existem também outros tipos de átomos de carbono com cerca de 6 ou 7 nêutrons, mas muito poucos.

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A soma total de prótons e nêutrons. Assim, a massa atómica de um átomo é calculada. Não se preocupe com o número de elétrons que orbitam o núcleo. A sua massa é assim, tão pequeno que na maioria dos casos práticos não afectem significativamente a resposta.

• O átomo de carbono do presente exemplo tem 6 protões neutrões + 6 = 12. A massa atómica de este átomo de carbono é específica 12. Além disso, se um isótopo de carbono-13, você sabe que tem 6 prótons + 7 nêutrons = peso atômico de 13.
• O peso molecular real de carbono-13 é 13,003355 e é mais preciso, uma vez que foi determinado experimentalmente.
• A massa atómica é muito estreita para o número de isótopos de um número de elementos. No final proceder a um cálculo de base, o número do isótopo é igual à massa atómica. Quando isso é determinada experimentalmente, a massa atômica é um pouco acima do número de isótopos devido à pequena contribuição da massa elétrons.

método 3Calcule a massa atômica relativa (peso atômico) de um elemento

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Determina quais isótopos na amostra. Os químicos frequentemente determinar as proporções relativas dos isótopos numa determinada amostra, utilizando uma ferramenta especial chamada "espectrômetro de massa". No entanto, se você é apenas um estudante de química, estas informações serão fornecidas nos exames escolares como valores já determinados obtidos a partir da literatura científica.

• Para os fins deste artigo, suponha que você está trabalhando com isótopos de carbono-12 e carbono-13.

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Determina a abundância relativa de cada isótopo na amostra. Dentro de um determinado elemento que possam parecer diferentes isótopos em diferentes proporções. Essas proporções são quase sempre expressos em porcentagem. Alguns isótopos são muito comuns, enquanto outros são muito raros (por vezes, a razão é tão insignificante que quase não podem ser detectados). Esta informação pode ser determinada por um espectrómetro de massa ou a partir de um livro de referência.

• Imagine que a abundância de carbono-12 é 99% e a quantidade de carbono-13 é de 1%. Há outros isótopos de carbono, mas lá tão pequeno que para este problema não deve ser levado em conta tais valores.

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Multiplicar a massa atômica de cada isótopo por sua proporção na amostra. Multiplicar a massa atômica de cada isótopo pela sua percentagem de abundância (expressa como um número decimal). Para converter um percentual para um número decimal, basta dividir por 100. A soma das percentagens convertido deve sempre igual a 1.

• Neste exemplo você tem de carbono-12 e carbono-13. Se o carbono-12 representa 99% da amostra e de carbono-13 representa uma% da amostra, multiplica 12 (a massa atómica do carbono-12) 0.99 13 (massa atómica de carbono-13 ) por 0,01.
• livros de referência mostram proporções em percentagens com base nas quantidades conhecidas de isótopos de um elemento. A maioria dos livros de química incluir esta informação em uma tabela no final do livro. Você também pode usar um espectrômetro de massa para obter as proporções da amostra que você vai analisar.

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Adicionar os resultados. Adicionar os resultados das multiplicações você obtido no passo anterior. O resultado da soma é a massa atómica relativa do elemento. O valor médio das massas atômicas dos isótopos de seu elemento. Falando de um elemento em geral e não isótopos específicos desse elemento, este valor é usado.

• No exemplo acima, 12 x 0,99 = 11,88 para o carbono-12, enquanto 13 x 0,01 para o carbono-13. A massa atômica relativa de 11,88 + 0,13 exemplo = 12,01.

dicas

• Alguns isótopos são menos estáveis ​​do que outros e se decompõem em elementos com menos prótons e nêutrons em seus núcleos, uma vez que o download de partes de si mesmos. Estes são conhecidos como isótopos "radioativo".

Coisas que você precisa

• livro de referência química
• calculadora