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La masa atómica es la suma de todos los protones, neutrones y electrones que componen un átomo o una molécula. [1] X Fuente de investigación La masa de un electrón es tan pequeña, que se considera despreciable y no se incluye en el cálculo. [2] X Fuente de investigación Este término también se usa a menudo para referirse a la masa atómica promedio de todos los isótopos de un elemento, aunque esto es técnicamente incorrecto. Esta última definición en realidad es la masa atómica relativa de un elemento, también conocida como el "peso atómico" de un elemento. [3] X Fuente de investigación El peso atómico toma en cuenta las masas atómicas de los isótopos de origen natural del mismo elemento. Para los químicos es importante hacer una distinción entre estos dos tipos de masas atómicas a la hora de llevar a cabo su trabajo: un valor incorrecto en la masa atómica, por ejemplo, podría conducir al cálculo incorrecto de los resultados de un experimento.
Pasos
Método 1
Método 1 de 3:
Encontrar las etiquetas de masa atómica en la tabla periódica
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Aprende a representar la masa atómica. La masa atómica, o sea la masa de un átomo o molécula dada, puede expresarse en unidades de masa del sistema internacional (SI): gramos, kilogramos, etc. Sin embargo, debido a que las masas atómicas expresadas en estos términos son increíblemente pequeñas, a menudo se expresan a través de unidades de masa atómica unificadas (generalmente se abrevia como "u" o "amu"). El estándar de una masa atómica equivale a 1/12 de la masa estándar de un isótopo de carbono-12. [4] X Fuente de investigación
- Las unidades de masa atómica indican la masa de un mol de un elemento o molécula dada en gramos. Es una propiedad muy útil a la hora de realizar cálculos prácticos, ya que permite hacer fácilmente conversiones entre la masa y los moles de una cantidad dada de átomos o moléculas de un mismo tipo.
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Busca la masa atómica en la tabla periódica. La mayoría de las tablas periódicas estándares muestran la masa atómica relativa (peso atómico) de cada elemento. Casi siempre aparece como un número en la parte inferior del cuadrado de cada elemento de la tabla, debajo de la letra (o las dos letras) de su símbolo químico. Este número generalmente se expresa como un número decimal, casi nunca se expresa como un número entero.
- Ten en cuenta que las masas atómicas relativas que muestra la tabla periódica son valores promedio para el elemento en cuestión. Los elementos químicos tienen distintos isótopos (formas químicas cuya masa varía porque implican la suma o resta de uno o más neutrones en el núcleo del átomo); [5] X Fuente de investigación por lo tanto, la masa atómica relativa que aparece en la tabla periódica sirve como valor promedio para los átomos de cierto elemento, pero no como masa de un solo átomo de ese elemento.
- Las masas atómicas relativas, tal como aparecen en la tabla periódica, se utilizan para calcular las masas molares de átomos y moléculas. Las masas atómicas, cuando se expresan en amu, como en la tabla periódica, técnicamente no tienen unidades. Sin embargo, para obtener una cantidad con la cual es más fácil trabajar, multiplica la masa atómica por 1 g/mol. Esto es, la masa (en gramos) de un mol de átomos de ese elemento.
- Por ejemplo, la masa atómica del hierro es 55,847 amu, lo que significa que un mol de átomos de hierro pesaría 55,847 gramos.
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Recuerda que los valores de la tabla periódica son el promedio de las masas atómicas de un elemento. Tal como se explicó anteriormente, las masas atómicas relativas que se muestran para cada elemento de la tabla periódica son un promedio de los valores de todos los isótopos de un átomo. Este valor promedio es valioso para muchos cálculos prácticos, por ejemplo, para calcular la masa molar de una molécula compuesta de varios átomos. Sin embargo, cuando se trabaja con átomos individuales, este número puede no tener la precisión requerida.
- Debido a que solo se trata de un promedio de distintos tipos de isótopos, el valor de la tabla periódica no es el valor exacto de la masa atómica de un átomo en particular.
- Para calcular la masa atómica de átomos individuales, es necesario tener en cuenta el número exacto de protones y neutrones de ese átomo.
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Averigua el número atómico de ese elemento o isótopo. El número atómico es la cantidad de protones de un elemento y no varía nunca. [6] X Fuente de investigación Por ejemplo, todos los átomos de hidrógeno (y solo los de hidrógeno) tienen un protón. El sodio tiene un número atómico de 11 porque su núcleo tiene 11 protones, mientras que el oxígeno tiene un número atómico de 8 porque su núcleo tiene 8 protones. Puedes encontrar el número atómico de cualquier elemento en la tabla periódica (en casi todas las tablas periódicas): es el número que está arriba de la letra o de las letras del símbolo químico de elemento. Este número es siempre un número positivo y entero.
- Supón que vas a trabajar con un átomo de carbono. El carbono siempre tiene 6 protones, así que sabes que su número atómico es 6. Puedes comprobar que, en la tabla periódica de elementos, el cuadro del carbono ("C") tiene un "6" en la parte superior, lo cual significa que el número atómico del carbono es 6.
- Ten en cuenta que el número atómico no tiene una relación directa con su respectiva masa atómica tal como aparece en la tabla periódica. No obstante, suele ocurrir que la masa atómica de un átomo es aproximadamente el doble de su número atómico, especialmente entre los elementos de la parte superior de la tabla periódica. De todos modos, la masa atómica nunca se calcula duplicando el número atómico del elemento.
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Averigua la cantidad de neutrones del núcleo. La cantidad de neutrones puede variar entre los átomos de un mismo elemento. Si bien dos átomos que tienen el mismo número de protones y distintos números de neutrones son átomos de un mismo elemento, en ese caso son distintos isótopos de ese elemento. A diferencia de la cantidad de protones de un elemento (que nunca varía), la cantidad de neutrones de un átomo a menudo puede variar lo suficiente como para hacer que la masa atómica de ese elemento deba expresarse como un valor decimal entre dos números enteros.
- La cantidad de neutrones puede determinarse a través de la designación del isótopo de ese elemento. Por ejemplo, el carbono-14 es un isótopo radioactivo de origen natural de carbono-12. Los isótopos a menudo se identifican utilizando el número como superíndice antes del símbolo del elemento: 14 C. El número de neutrones se calcula restándole al número del isótopo el número de protones: 14 – 6 = 8 neutrones.
- Supón que el átomo de carbono con el que vas a trabajar tiene 6 neutrones ( 12 C). Este es de lejos el isótopo más común de carbono: representa casi el 99 % del total de átomos de carbono. [7] X Fuente de investigación Sin embargo, alrededor de un 1 % de los átomos de carbono tiene 7 neutrones 13 C. También existen otros tipos de átomos de carbono con más o menos de 6 o 7 neutrones, pero son muy pocos.
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Suma el total de protones y neutrones. Así se calcula la masa atómica de un átomo. No te preocupes por el número de electrones que orbitan alrededor del núcleo. Su masa es tan, pero tan pequeña, que en la mayoría de los casos prácticos no afecta significativamente la respuesta.
- El átomo de carbono de este ejemplo tiene 6 protones + 6 neutrones = 12. La masa atómica de este átomo específico de carbono es 12. Por otra parte, si fuera un isótopo de carbono-13 , sabrías que tiene 6 protones + 7 neutrones = un peso atómico de 13.
- El peso atómico real del carbono-13 es de 13,003355 [8] X Fuente de investigación y es más preciso, porque se ha determinado en forma experimental.
- La masa atómica es un número muy cercano al número del isótopo de un elemento. A fines de hacer un cálculo básico, el número del isótopo es igual a la masa atómica. Cuando esto se determina experimentalmente, la masa atómica es levemente superior al número del isótopo debido a la pequeña contribución de masa proveniente de los electrones.
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Método 3
Método 3 de 3:
Calcular la masa atómica relativa (peso atómico) de un elemento
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Determina qué isótopos hay en la muestra. Los químicos a menudo determinan las proporciones relativas de isótopos de una muestra dada utilizando una herramienta especial llamada "espectrómetro de masas". Sin embargo, si solo eres un estudiante de química, esta información te la proporcionarán en los exámenes de la escuela como valores ya determinados, obtenidos a partir de bibliografía científica.
- Para los fines de este artículo, supón que vas a trabajar con isótopos de carbono-12 y carbono-13.
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Determina la abundancia relativa de cada isótopo en la muestra. Dentro de un elemento dado pueden aparecer diferentes isótopos en diferentes proporciones. Estas proporciones casi siempre se expresan en porcentajes. Algunos isótopos son muy comunes, mientras que otros son muy poco comunes (a veces, la proporción es tan insignificante que casi no puede detectarse). Esta información puede determinarse a través de un espectrómetro de masas o desde un libro de referencia.
- Imagina que la abundancia de carbono-12 es de 99 % y la abundancia de carbono-13 es de 1 %. Existen otros isótopos de carbono, pero existen en cantidades tan pequeñas que para este problema de ejemplo no se tomarán en cuenta.
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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 (expresándolo como un número decimal). Para convertir un porcentaje a número decimal, simplemente divídelo por 100. La suma de los porcentajes convertidos siempre debe ser igual a 1.
- En este ejemplo tienes carbono-12 y carbono-13. Si el carbono-12 representa el 99 % de la muestra y el carbono-13 representa el 1 % de la muestra, multiplica 12 (la masa atómica del carbono-12) por 0,99 y 13 (la masa atómica del carbono-13) por 0,01.
- Los libros de referencia muestran proporciones en porcentajes basándose en 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. También puedes utilizar un espectrómetro de masas para obtener las proporciones de la muestra que vas a analizar.
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Suma los resultados. Suma los resultados de las multiplicaciones que obtuviste en el paso anterior. El resultado de la suma es la masa atómica relativa de tu elemento. El valor promedio de masas atómicas de los isótopos de tu elemento. Al hablar de un elemento en general, y no de isótopos específicos de ese elemento, se utiliza este valor.
- En el ejemplo anterior, 12 x 0,99 = 11,88 para el carbono-12, mientras que 13 x 0,01 para el carbono-13. La masa atómica relativa del ejemplo es 11,88 + 0,13 = 12,01 .
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Cosas que necesitarás
- libro de referencia de química
- calculadora
Referencias
- ↑ http://study.com/academy/lesson/what-is-atomic-mass-definition-examples-quiz.html
- ↑ http://education.jlab.org/qa/particlemass_02.html
- ↑ http://www.chemteam.info/Mole/AverageAtomicWeight.html
- ↑ http://sciencenotes.org/calculate-atomic-mass-tutorial/
- ↑ http://study.com/academy/lesson/what-are-isotopes-definition-types-examples.html
- ↑ https://www.nde-ed.org/EducationResources/HighSchool/Radiography/atomicmassnumber.htm
- ↑ http://www.chemteam.info/Mole/AverageAtomicWeight.html
- ↑ http://www.chemteam.info/Mole/AverageAtomicWeight.html
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