Masa atomica es la suma de todos los protones, neutrones y electrones en un solo átomo o molécula. La masa de un electrón es tan pequeña que puede ignorarse y no tomarse en cuenta. Aunque técnicamente incorrecto, el término masa atómica también se usa a menudo para referirse a la masa atómica promedio de todos los isótopos de un elemento. Esta segunda definición es en realidad masa atómica relativa, que también se conoce como peso atomico un elemento. El peso atómico tiene en cuenta la masa media de los isótopos naturales del mismo elemento. Los químicos deben distinguir entre estos dos tipos de masa atómica para guiar su trabajo; por ejemplo, un valor de masa atómica incorrecto puede conducir a un cálculo incorrecto de los resultados experimentales.
Paso
Método 1 de 3: lectura de la masa atómica en la tabla periódica
Paso 1. Comprender cómo representar la masa atómica
La masa atómica es la masa de un átomo o molécula. La masa atómica se puede expresar en unidades de masa estándar del SI: gramos, kilogramos, etc. Sin embargo, debido a que la masa atómica es muy pequeña cuando se expresa en estas unidades, la masa atómica a menudo se expresa en unidades de masa atómica compuestas (generalmente abreviadas u o amu). El estándar para una unidad de masa atómica es 1/12 de la masa del isótopo estándar de carbono-12.
La unidad de masa atómica expresa la masa de un mol de un elemento o molécula en gramos. Esta es una propiedad muy útil en cálculos prácticos porque esta unidad facilita la conversión entre masas y moles de cantidades de átomos o moléculas del mismo tipo
Paso 2. Encuentra la masa atómica en la tabla periódica
La mayoría de las tablas periódicas enumeran la masa atómica relativa (peso atómico) de cada elemento. Esta masa casi siempre aparece como un número en la parte inferior de la cuadrícula de elementos de la tabla, debajo de un símbolo químico que dice una letra o dos. Este número generalmente se representa como un decimal en lugar de un número entero.
- Tenga en cuenta que las masas atómicas relativas enumeradas en la tabla periódica son los valores promedio de los elementos relacionados. Los elementos químicos tienen diferentes isótopos: formas químicas que tienen diferentes masas debido a la adición o sustracción de uno o más neutrones del núcleo atómico. Por lo tanto, la masa atómica relativa enumerada en la tabla periódica se puede usar como un valor promedio para los átomos de un elemento en particular, pero no como la masa de un solo átomo del elemento.
- Las masas atómicas relativas, como las que se encuentran en la tabla periódica, se utilizan para calcular las masas molares de átomos y moléculas. La masa atómica, cuando se representa en uma como en la tabla periódica, técnicamente no tiene unidades. Sin embargo, multiplicar la masa atómica por 1 g / mol nos da una cantidad que se puede usar para la masa molar del elemento: la masa (en gramos) de un mol de un átomo del elemento.
Paso 3. Comprender que los valores de la tabla periódica son las masas atómicas promedio de un elemento
Como ya se explicó, la masa atómica relativa listada para cada elemento en la tabla periódica es el valor promedio de todos los isótopos del átomo. Este promedio es importante para muchos cálculos prácticos, por ejemplo, calcular la masa molar de una molécula que consta de varios átomos. Sin embargo, cuando se trabaja con átomos individuales, este número a veces no es suficiente.
- El valor de la tabla periódica no es un valor exacto para una sola masa atómica porque es un promedio de varios tipos diferentes de isótopos.
- 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 átomos individuales
Paso 1. Encuentra el número atómico del elemento o isótopo
El número atómico es el número de protones en un elemento y no tiene un número variable. Por ejemplo, todos los átomos de hidrógeno y solo los átomos de hidrógeno tienen un protón. El sodio tiene un número atómico de 11 porque su núcleo tiene once protones, mientras que el oxígeno tiene un número atómico de 8 porque su núcleo tiene ocho protones. Puede encontrar el número atómico de cualquier elemento en la tabla periódica, en casi cualquier tabla periódica estándar. El número atómico es el número sobre el símbolo químico que lee una o dos letras. Este número es siempre un entero positivo.
- Supongamos que estamos trabajando con átomos de carbono. El carbono siempre tiene seis protones. Entonces, sabemos que su número atómico es 6. También vemos en la tabla periódica que el cuadro del carbono (C) tiene el número "6" en la parte superior, lo que indica que el número atómico del carbono es seis.
- Tenga en cuenta que el número atómico de un elemento no tiene un efecto directo sobre su masa atómica relativa como está escrito en la tabla periódica. Si bien parece probable que la masa atómica de un átomo sea el doble de su número atómico (especialmente entre los elementos en la parte superior de la tabla periódica), la masa atómica nunca se calcula multiplicando el número atómico de un elemento por dos.
Paso 2. Encuentra la cantidad de neutrones en el núcleo
El número de neutrones puede variar para los átomos de un elemento en particular. Aunque dos átomos con el mismo número de protones y diferente número de neutrones son el mismo elemento, son isótopos diferentes del elemento. A diferencia del número de protones en un elemento que nunca cambia, el número de neutrones en los átomos de un elemento dado puede variar, por lo que la masa atómica promedio del elemento debe representarse como un valor decimal entre dos números enteros.
- El número de neutrones se puede determinar determinando el isótopo de un elemento. Por ejemplo, el carbono 14 es un isótopo radiactivo natural del carbono 12. A menudo verá isótopos asignados a un pequeño número en la parte superior (superíndice) antes del símbolo del elemento: 14C. El número de neutrones se calcula restando el número de protones del número de isótopos: 14 - 6 = 8 neutrones.
- Suponga que el átomo de carbono con el que estamos trabajando tiene seis neutrones (12C). Es el isótopo de carbono más común y constituye casi el 99% de todos los átomos de carbono. Sin embargo, alrededor del 1% de los átomos de carbono tienen 7 neutrones (13C). Los otros tipos de átomos de carbono, que tienen más o menos de 6 o 7 neutrones, son muy pocos.
Paso 3. Sume los recuentos de protones y neutrones
Esta es la masa atómica del átomo. No se preocupe por la cantidad de electrones que orbitan alrededor del núcleo: la masa combinada es tan pequeña que, en la mayoría de los casos prácticos, esta masa no afectará realmente su respuesta.
- Nuestro átomo de carbono tiene 6 protones + 6 neutrones = 12. La masa atómica de este átomo de carbono en particular es 12. Sin embargo, si el átomo es un isótopo de carbono-13, sabemos que el átomo tiene 6 protones + 7 neutrones = peso atómico de 13.
- El peso atómico real del carbono 13 es 13,003355, y este peso es más exacto porque se determinó experimentalmente.
- La masa atómica es casi igual al número de isótopos de un elemento. A efectos de cálculo básico, el número de isótopos es igual a la masa atómica. Cuando se determina experimentalmente, la masa atómica es ligeramente mayor que el número de isótopos debido a la contribución de masa muy pequeña de los electrones.
Método 3 de 3: Cálculo de la masa atómica relativa (peso atómico) de un elemento
Paso 1. Determine los isótopos presentes en la muestra
Los químicos a menudo determinan las proporciones isotópicas relativas en una muestra utilizando un instrumento especial llamado espectrómetro de masas. Sin embargo, en las lecciones de química para estudiantes y estudiantes universitarios, esta información a menudo se le brinda en exámenes escolares, etc., en forma de calificaciones que se han determinado en la literatura científica.
Para nuestros propósitos, digamos que estamos trabajando con los isótopos carbono-12 y carbono-13
Paso 2. Determine la abundancia relativa de cada isótopo en la muestra
En un elemento dado, diferentes isótopos ocurren en diferentes proporciones. Esta proporción casi siempre se indica como porcentaje. Algunos isótopos tienen proporciones muy comunes, mientras que otros son extremadamente raros, a veces, tan raros que estas proporciones son apenas detectables. Esta información se puede determinar mediante espectrometría de masas o de libros de referencia.
Suponga que la abundancia de carbono-12 es del 99% y la abundancia de carbono-13 es del 1%. Existen otros isótopos de carbono, pero en cantidades tan pequeñas que pueden pasarse por alto en este problema de ejemplo
Paso 3. Multiplica la masa atómica de cada isótopo por su proporción en la muestra
Multiplica la masa atómica de cada isótopo por su porcentaje de abundancia (escrito en decimal). Para convertir un porcentaje a decimal, simplemente divida el porcentaje por 100. El número de porcentajes que se han convertido a decimal siempre será 1.
- Nuestra muestra contiene carbono-12 y carbono-13. Si el carbono-12 constituye el 99% de la muestra y el carbono-13 constituye el 1% de la muestra, multiplique 12 (masa atómica de carbono-12) por 0,99 y 13 (masa atómica de carbono-13) por 0,01.
- Los libros de referencia le darán proporciones porcentuales basadas en todas las cantidades conocidas de isótopos de un elemento. La mayoría de los libros de texto de química incluyen esta información en una tabla al final del libro. El espectrómetro de masas también puede determinar la proporción de la muestra que se está probando.
Paso 4. Sume los resultados
Sume los resultados de la multiplicación que hizo en el paso anterior. El resultado de esta suma es la masa atómica relativa de su elemento, el promedio de las masas atómicas de los isótopos de su elemento. Cuando se habla de elementos en general, y no de isótopos específicos del elemento, se utiliza este valor.
