2.4: Atomic Mass

Average Atomic Mass

Sebbene le masse dell’elettrone, del protone e del neutrone siano note con un alto grado di precisione (Tabella 2.3.1), la massa di un dato atomo non è semplicemente la somma delle masse dei suoi elettroni, protoni e neutroni. Ad esempio, il rapporto tra le masse di 1H (idrogeno) e 2H (deuterio) è in realtà 0,500384, piuttosto che 0,49979 come previsto dal numero di neutroni e protoni presenti. Sebbene la differenza di massa sia piccola, è estremamente importante perché è la fonte delle enormi quantità di energia rilasciate nelle reazioni nucleari.

Poiché gli atomi sono troppo piccoli per essere misurati individualmente e non hanno cariche, non esiste un modo conveniente per misurare con precisione le masse atomiche assolute. Gli scienziati possono misurare le masse atomiche relative in modo molto accurato, tuttavia, utilizzando uno strumento chiamato spettrometro di massa. La tecnica è concettualmente simile a quella usata da Thomson per determinare il rapporto massa-carica dell’elettrone. In primo luogo, gli elettroni vengono rimossi o aggiunti agli atomi o alle molecole, producendo così particelle cariche chiamate ioni. Quando viene applicato un campo elettrico, gli ioni vengono accelerati in una camera separata dove vengono deviati dalla loro traiettoria iniziale da un campo magnetico, come gli elettroni nell’esperimento di Thomson. L’entità della deflessione dipende dal rapporto massa-carica dello ion. Misurando la deflessione relativa degli ioni che hanno la stessa carica, gli scienziati possono determinare le loro masse relative (Figura \ (\PageIndex{1}\)). Quindi non è possibile calcolare con precisione le masse atomiche assolute semplicemente sommando le masse degli elettroni, dei protoni e dei neutroni, e le masse atomiche assolute non possono essere misurate, ma le masse relative possono essere misurate con molta precisione. In realtà è piuttosto comune in chimica incontrare una quantità la cui grandezza può essere misurata solo rispetto a qualche altra quantità, piuttosto che assolutamente. Incontreremo molti altri esempi più avanti in questo testo. In questi casi, i chimici di solito definiscono uno standard assegnando arbitrariamente un valore numerico a una delle quantità, che consente loro di calcolare i valori numerici per il resto.

Figura \(\PageIndex{1}\): Determinazione delle masse atomiche relative utilizzando uno spettrometro di massa. Il cloro è costituito da due isotopi, \(^{35}Cl\) e \(^{37}Cl\), in circa un rapporto 3:1. (a) Quando un campione di cloro elementare viene iniettato nello spettrometro di massa, l’energia elettrica viene utilizzata per dissociare le molecole Cl2 in atomi di cloro e convertire gli atomi di cloro in ioni Cl+. Gli ioni vengono quindi accelerati in un campo magnetico. La misura in cui gli ioni sono deviati dal campo magnetico dipende dai loro rapporti massa-carica relativi. Si noti che gli ioni 35Cl + più leggeri sono deviati più degli ioni 37Cl + più pesanti. Misurando le deflessioni relative degli ioni, i chimici possono determinare i loro rapporti massa-carica e quindi le loro masse. b) Ogni picco nello spettro di massa corrisponde a uno ion con un particolare rapporto massa-carica. L’abbondanza dei due isotopi può essere determinata dalle altezze dei picchi.

L’arbitrario standard che è stato stabilito per la descrizione di massa atomica è l’unità di massa atomica (amu o u), definito come un dodicesimo della massa di un atomo di 12C. Perché le masse di tutti gli altri atomi sono calcolata rispetto alla 12C standard, 12C è il solo atom elencati nella Tabella 2.3.2 la cui esatta di massa atomica è uguale al numero di massa. Gli esperimenti hanno dimostrato che 1 amu = 1,66 × 10-24 g.

Gli esperimenti spettrometrici di massa danno un valore di 0,167842 per il rapporto tra la massa di 2H e la massa di 12C, quindi la massa assoluta di 2H è

\

Le masse degli altri elementi sono determinate in modo simile.

La tavola periodica elenca le masse atomiche di tutti gli elementi. Confrontando questi valori con quelli dati per alcuni degli isotopi nella Tabella 2.3.2 rivela che le masse atomiche date nella tavola periodica non corrispondono mai esattamente a quelle di nessuno degli isotopi. Poiché la maggior parte degli elementi esistono come miscele di diversi isotopi stabili, la massa atomica di un elemento è definita come la media ponderata delle masse degli isotopi. Ad esempio, il carbonio naturale è in gran parte una miscela di due isotopi: 98,89% 12C (massa = 12 amu per definizione) e 1,11% 13C (massa = 13,003355 amu). L’abbondanza percentuale di 14C è così bassa che può essere ignorata in questo calcolo. La massa atomica media del carbonio viene quindi calcolata come segue:

\

Il carbonio è prevalentemente 12C, quindi la sua massa atomica media dovrebbe essere vicina a 12 amu, che è in accordo con questo calcolo.

Il valore di 12.01 è mostrato sotto il simbolo per C nella tavola periodica, anche se senza l’abbreviazione amu, che viene abitualmente omessa. Così la massa atomica tabulata di carbonio o di qualsiasi altro elemento è la media ponderata delle masse degli isotopi presenti in natura.

Esempio \ (\PageIndex{1}\)

Il bromo naturale è costituito dai due isotopi elencati nella tabella seguente:

Isotope Exact Mass (amu) Percent Abundance (%)
79Br 78.9183 50.69
81Br 80.9163 49.31

Calculate the atomic mass of bromine.

Given: massa esatta e abbondanza percentuale

Richiesto: massa atomica

Strategia:

  1. Converti le abbondanze percentuali in forma decimale per ottenere la frazione di massa di ciascun isotopo.
  2. Moltiplicare la massa esatta di ciascun isotopo per la sua frazione di massa corrispondente (percentuale di abbondanza ÷ 100) per ottenere la sua massa ponderata.
  3. Sommare le masse ponderate per ottenere la massa atomica dell’elemento.
  4. Controlla per assicurarti che la tua risposta abbia senso.

Soluzione:

A La massa atomica è la media ponderata delle masse degli isotopi. In generale, possiamo scrivere

massa atomica dell’elemento = + +

Il bromo ha solo due isotopi. La conversione la percentuale di abbondanza per frazioni di massa dà

\
\

B Moltiplicando la massa esatta di ciascun isotopo con la corrispondente frazione di massa dà l’isotopo ponderato del di massa:

\(\rm^{79}Br: 79.9183 \;amu \times 0.5069 = 40.00\; amu\)

\(\rm^{81}Br: 80.9163 \;amu \times 0.4931 = 39.90 \;amu\)

C La somma ponderata delle masse è la massa atomica del bromo è

40.00 amu + 39.90 amu = 79.90 amu

D Questo valore è circa a metà strada tra le masse dei due isotopi, che è previsto perché l’abbondanza percentuale di ciascuno è di circa il 50%.

Esercizio di \(\PageIndex{1}\)

il Magnesio ha tre isotopi elencati nella tabella seguente:

Isotopo Esatto di Massa (amu) per Cento Abbondanza (%)
24Mg 23.98504 78.70
25Mg 24.98584 10.13
26Mg 25.98259 11.17

Use these data to calculate the atomic mass of magnesium.

Answer: 24.31 amu

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