Contenido

• Pasos
• Método 1 de 3: encontrar la masa atómica utilizando la tabla periódica de elementos
• Método 2 de 3: Cálculo de la masa atómica de un solo átomo
• Método 3 de 3: Calcular la masa atómica relativa (peso atómico) de un elemento
• Consejos
• Qué necesitas

Masa atomica es la suma de las masas de todos los protones, neutrones y electrones que componen este o aquel átomo o molécula. En comparación con los protones y neutrones, la masa de los electrones es muy pequeña, por lo que no se tiene en cuenta en los cálculos. Aunque esto es incorrecto desde un punto de vista formal, este término se usa a menudo para referirse a la masa atómica promedio de todos los isótopos de un elemento. De hecho, esta es la masa atómica relativa, también llamada peso atomico elemento. El peso atómico es el promedio de las masas atómicas de todos los isótopos naturales de un elemento. Los químicos deben distinguir entre estos dos tipos de masa atómica cuando realizan su trabajo: un valor de masa atómica incorrecto puede, por ejemplo, conducir a un resultado incorrecto para el rendimiento de un producto de reacción.

Pasos

Método 1 de 3: encontrar la masa atómica utilizando la tabla periódica de elementos

1. 1 Aprenda cómo se escribe la masa atómica. La masa atómica, es decir, la masa de un átomo o molécula determinados, se puede expresar en unidades estándar del SI: gramos, kilogramos, etc. Sin embargo, debido al hecho de que las masas atómicas expresadas en estas unidades son extremadamente pequeñas, a menudo se registran en unidades de masa atómica unificadas, o amu abreviado. - unidades de masa atómica. Una unidad de masa atómica es igual a 1/12 de la masa del isótopo estándar carbono-12.
   • La unidad de masa atómica caracteriza la masa un mol de un elemento dado en gramos... Este valor es muy útil en cálculos prácticos, ya que puede usarse para convertir fácilmente la masa de un número dado de átomos o moléculas de una sustancia dada en moles, y viceversa.
2. 2 Encuentra la masa atómica en la tabla periódica. La mayoría de las tablas periódicas estándar contienen las masas atómicas (pesos atómicos) de cada elemento. Como regla general, se muestran como un número en la parte inferior de la celda con el elemento, debajo de las letras que indican el elemento químico. Por lo general, no es un número entero, sino una fracción decimal.
   • Tenga en cuenta que todas las masas atómicas relativas dadas en la tabla periódica para cada elemento son promedio valores. Los elementos químicos tienen diferentes isótopos - especies químicas que tienen diferentes masas debido a neutrones adicionales o faltantes en el núcleo atómico. Por lo tanto, las masas atómicas relativas enumeradas en la tabla periódica se pueden usar como un promedio de los átomos de un elemento en particular, pero no como la masa de un átomo de un elemento dado.
   • Las masas atómicas relativas dadas en la tabla periódica se utilizan para calcular las masas molares de átomos y moléculas. Masas atómicas expresadas en uma (como en la tabla periódica) son esencialmente adimensionales. Sin embargo, simplemente multiplicando la masa atómica por 1 g / mol, obtenemos una característica útil de un elemento: la masa (en gramos) de un mol de átomos de este elemento.
3. 3 Recuerde que la tabla periódica enumera las masas atómicas promedio de los elementos. Como se señaló anteriormente, las masas atómicas relativas indicadas para cada elemento en la tabla periódica son el promedio de las masas de todos los isótopos en un átomo. Este promedio es valioso para muchos propósitos prácticos: por ejemplo, se usa para calcular la masa molar de moléculas compuestas por varios átomos. Sin embargo, cuando se trata de átomos individuales, este valor no suele ser suficiente.
   • Dado que la masa atómica promedio es el valor promedio de varios isótopos, el valor indicado en la tabla periódica no es preciso el valor de la masa atómica de cualquier átomo.
   • Las masas atómicas de los átomos individuales deben calcularse teniendo en cuenta el número exacto de protones y neutrones en un solo átomo.

Método 2 de 3: Cálculo de la masa atómica de un solo átomo

1. 1 Encuentre el número atómico de un elemento dado o su isótopo. El número atómico es el número de protones en los átomos de un elemento, nunca cambia. Por ejemplo, todos los átomos de hidrógeno y solamente tienen un protón. El número atómico del sodio es 11, porque su núcleo tiene once protones, mientras que el número atómico del oxígeno es ocho, ya que su núcleo tiene ocho protones. Puede encontrar el número atómico de cualquier elemento en la tabla periódica de Mendeleev; en casi todas sus versiones estándar, este número se indica encima de la designación de la letra del elemento químico. El número atómico es siempre un número entero positivo.
   • Supongamos que estamos interesados ​​en un átomo de carbono. Siempre hay seis protones en los átomos de carbono, por lo que sabemos que su número atómico es 6. Además, vemos que en la tabla periódica, en la parte superior de la celda con carbono (C) está el número "6", que indica que el número de carbono atómico es seis.
   • Tenga en cuenta que el número atómico de un elemento no está relacionado de forma única con su masa atómica relativa en la tabla periódica. Aunque, especialmente para los elementos en la parte superior de la tabla, podría parecer que la masa atómica de un elemento es el doble de su número atómico, nunca se calcula multiplicando el número atómico por dos.
2. 2 Encuentra el número de neutrones en el núcleo. El número de neutrones puede ser diferente para diferentes átomos del mismo elemento. Cuando dos átomos del mismo elemento con el mismo número de protones tienen un número diferente de neutrones, son isótopos diferentes de ese elemento.A diferencia del número de protones, que nunca cambia, el número de neutrones en los átomos de un elemento en particular a menudo puede cambiar, por lo que la masa atómica promedio de un elemento se escribe como una fracción decimal con un valor entre dos números enteros adyacentes.
   • El número de neutrones se puede determinar mediante la designación del isótopo del elemento. Por ejemplo, el carbono 14 es un isótopo radiactivo natural del carbono 12. A menudo, el número de isótopo se indica como un número en superíndice delante del símbolo del elemento: C. El número de neutrones se encuentra restando el número de protones del número de isótopo: 14 - 6 = 8 neutrones.
   • Digamos que el átomo de carbono de interés tiene seis neutrones (C). Es el isótopo de carbono más abundante y representa aproximadamente el 99% de todos los átomos de este elemento. Sin embargo, alrededor del 1% de los átomos de carbono tienen 7 neutrones (C). Otros tipos de átomos de carbono tienen más de 7 o menos de 6 neutrones y existen en cantidades muy pequeñas.
3. 3 Sume la cantidad de protones y neutrones. Esta será la masa atómica del átomo dado. Ignore la cantidad de electrones que rodean el núcleo: su masa total es extremadamente pequeña, por lo que prácticamente no afectan sus cálculos.
   • Nuestro átomo de carbono tiene 6 protones + 6 neutrones = 12. Por lo tanto, la masa atómica de este átomo de carbono es 12. Si este fuera el isótopo "carbono-13", entonces sabríamos que tiene 6 protones + 7 neutrones = peso atómico 13.
   • De hecho, la masa atómica del carbono 13 es 13,003355, y este valor es más exacto, ya que se determinó experimentalmente.
   • La masa atómica está muy cerca del número de isótopos. Para facilitar los cálculos, a menudo se supone que el número de isótopos es igual a la masa atómica. Los valores de la masa atómica determinados experimentalmente superan ligeramente el número de isótopos debido a la muy pequeña contribución de los electrones.

Método 3 de 3: Calcular la masa atómica relativa (peso atómico) de un elemento

1. 1 Determine qué isótopos hay en la muestra. Los químicos a menudo determinan la proporción de isótopos en una muestra particular utilizando un instrumento especial llamado espectrómetro de masas. Sin embargo, durante el entrenamiento, estos datos se le proporcionarán en las condiciones de tareas, control, etc., en forma de valores tomados de la literatura científica.
   • En nuestro caso, digamos que se trata de dos isótopos: carbono-12 y carbono-13.
2. 2 Determine el contenido relativo de cada isótopo en la muestra. Para cada elemento, ocurren diferentes isótopos en diferentes proporciones. Estas proporciones casi siempre se expresan como porcentajes. Algunos isótopos son muy comunes, mientras que otros son muy raros, a veces tan difíciles de detectar. Estas cantidades se pueden determinar mediante espectrometría de masas o se pueden encontrar en un manual.
   • Digamos que la concentración de carbono-12 es del 99% y de carbono-13 es del 1%. Otros isótopos de carbono De Verdad existen, pero en cantidades tan pequeñas que en este caso pueden descuidarse.
3. 3 Multiplica la masa atómica de cada isótopo por su concentración en la muestra. Multiplica la masa atómica de cada isótopo por su porcentaje (expresado como fracción decimal). Para convertir porcentajes en decimales, simplemente divida por 100. Las concentraciones resultantes siempre deben sumar 1.
   • Nuestra muestra contiene carbono-12 y carbono-13. Si el carbono-12 es el 99% de la muestra y el carbono-13 es el 1%, entonces es necesario multiplicar 12 (masa atómica de carbono-12) por 0,99 y 13 (masa atómica de carbono-13) por 0,01.
   • Los libros de referencia dan porcentajes basados ​​en las cantidades conocidas de todos los isótopos de un elemento. La mayoría de los libros de texto de química contienen esta información en forma de tabla al final del libro. Para la muestra en estudio, las concentraciones relativas de isótopos también se pueden determinar usando un espectrómetro de masas.
4. 4 Sume los resultados. Resume los resultados de la multiplicación que obtuviste en el paso anterior.Como resultado de esta operación, encontrará la masa atómica relativa de su elemento, el valor promedio de las masas atómicas de los isótopos del elemento en cuestión. Cuando se considera un elemento como un todo, en lugar de un isótopo específico de un elemento dado, es este valor el que se utiliza.
   • En nuestro ejemplo, 12 x 0,99 = 11,88 para el carbono-12 y 13 x 0,01 = 0,13 para el carbono-13. La masa atómica relativa en nuestro caso es 11,88 + 0,13 = 12,01.

Consejos

• Algunos isótopos son menos estables que otros: se descomponen en átomos de elementos con menos protones y neutrones en el núcleo, liberando partículas que forman el núcleo atómico. Estos isótopos se denominan radiactivos.

Qué necesitas

• Manual de química
• Calculadora