Massa atomica

Elementi di Fisica e applicazioni Carlo Elce

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Stechiometria

Massa atomica

L'unità di massa atomica (uma) è usata per esprimere la massa degli atomi in relazione alla massa di un atomo di carbonio (che ha 6 neutroni e 6 protoni).

L'uma è 12 definita come la dodicesima parte della massa di un atomo di carbonio-12, ¹²C.

Risultati sperimentali hanno dimostrato che singoli neutrone e protone di carbonio hanno una massa molto vicina ad 1 uma, mentre un elettrone è 1 /1900.

Perciò, gli elettroni non sono considerati e la massa del nucleo dell'atomo ¹²C è esattamente 12.0 uma.

Gli isotopi sono atomi dello stesso elemento che hanno lo stesso numero di protoni ma un diverso numero di neutroni.

La massa atomica di due isotopi perciò sarà diversa.

La massa del nucleo del ¹³C, un isotopo naturale di carbonio, è di 13.0034 uma (che è più pesante del 17¹²C perché ha un neutrone in più del ¹²C).

Allo stesso modo, confrontando la massa degli isotopi dell'ossigeno, ¹⁷O (16.9991 uma) ha un neutrone in più ed è più pesante del ¹⁶O (15.9949 amu).

Di solito, in natura si trova più di un isotopo di un elemento, ma in diversa abbondanza.

Per esempio, il carbonio è fatto nel 98.892% di ¹²C e per 1.108% di ¹³C.

La massa atomica relativa (o semplicemente la massa atomica, A) del carbonio è la massa media di tutti i suoi isotopi naturali, cioè:

Massa atomica relativa =

+ Massa del primo isotopo x abbondanza relativa del primo isotopo

+ Massa del secondo isotopo x abbondanza relativa del secondo isotopo

+ … x . . .

+ Massa dell'ultimo isotopo x abbondanza relativa dell'ultimo isotopo

Questa formula ha senso quando si realizza che la massa atomica relativa è semplicemente la media di tutte le masse degli isotopi esistenti in natura.

Nota: La massa atomica relativa o media massa atomica è il valore di massa atomica che troverai nella Tavola Periodica.

Massa del nucleo dell'isotopo (uma):

m

1

m

2

Abbondanza relativa dell'isotopo (%):

a

1

a

2

Massa atomica relativa:

. .

a a

A m m

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