Um dos conceitos fundamentais da química é a massa atômica de um elemento, que é usada em quase todos os cálculos químicos. A capacidade de calcular a massa atômica será útil principalmente para crianças em idade escolar e para aqueles que planejam estudar química no futuro. No entanto, a fórmula para calcular a massa atômica é incrivelmente simples.
Definição e Fórmula
Massa atômicaé a soma das massas de todos os prótons, nêutrons e elétrons que constituem um átomo. Em comparação com as massas dos prótons e nêutrons, a massa dos elétrons é insignificante, portanto os elétrons não são levados em consideração nos cálculos. Como a massa dos próprios nêutrons e prótons é calculada em números infinitesimais elevado à potência negativa de 27, para conveniência dos cálculos, é usada a massa atômica relativa, que é expressa em unidades atômicas sem rosto.
Unidade de massa atômica- este é um valor relativo igual a 1/12 da massa do núcleo de carbono-12, cujo núcleo contém 6 nêutrons e 6 prótons. Assim, a fórmula para determinar a massa atômica fica assim:
Massa = número de nêutrons + número de prótons.
Usando esta fórmula, as massas atômicas de isótopos individuais são calculadas elementos químicos. Isso significa que a massa do urânio-238 é 238 u, enquanto o urânio-235 tem um número de massa de 235. Este elemento químico é geralmente rico em isótopos, portanto existem núcleos de urânio com números de massa de 232, 233, 234, 235, 236 e 238. Apesar dessa diversidade, o urânio-238 ocupa 99% de todo o urânio da natureza, portanto, se calcularmos o valor médio dos números atômicos, o elemento químico urânio tem peso atômico de 238,029.
Assim, é importante entender a diferença entre massa atômica e peso atômico médio:
- massa atômica - a soma de nêutrons e prótons de um determinado isótopo (sempre um número inteiro);
- peso atômico - a média aritmética das massas atômicas de todos os isótopos que ocorrem na natureza (geralmente um número fracionário).
Outro exemplo
O hidrogênio é o elemento mais abundante no Universo. 99% do hidrogênio é prótio ou hidrogênio-1, que contém apenas 1 próton. Existem também isótopos: deutério ou hidrogênio-2 e trítio ou hidrogênio-3. Esses isótopos têm massas atômicas de 2 e 3, respectivamente, mas são extremamente raros na natureza, então o peso atômico do hidrogênio é 1,00784.
Encontrando a massa atômica
Você pode determinar o número atômico de um elemento selecionado usando a tabela periódica. O número do elemento na tabela sempre corresponde ao número de prótons no núcleo. Por exemplo, o hidrogênio mencionado acima tem o primeiro número da tabela e contém apenas 1 próton. A tabela abaixo mostra sempre o peso atômico médio de um elemento, que deve ser arredondado para o número inteiro mais próximo para cálculos.
Inicialmente exibe todas as informações sobre o número de prótons e elétrons em um átomo, bem como sua massa atômica. É por isso que nos problemas escolares para determinar a massa atômica basta usar a tabela periódica e não calcular nada de especial.
Normalmente nas aulas de química se coloca o problema inverso: como determinar o número de nêutrons em um determinado isótopo? Neste caso, aplica-se uma fórmula simples:
Número de nêutrons = massa atômica – número atômico.
Por exemplo, o átomo de hidrogênio-1 não contém nêutrons, pois seu número atômico também é igual a um. Mas o trítio já é hidrogênio com um próton e dois nêutrons. O trítio é um isótopo instável. Decai facilmente em átomos de hélio, elétrons livres e antineutrinos, liberando uma certa quantidade de energia. Isótopos instáveis são chamados de radioativos.
Vejamos um exemplo
Determinação da massa atômica
Vamos considerar o oxigênio - um elemento químico que possui número atômico 8 tabela periódica Mendeleiev. Isso significa que o oxigênio possui 8 prótons em seu núcleo, bem como 8 elétrons em suas órbitas. A massa atômica mostrada na tabela é 16 a. e. m, para calcular qual não precisamos de calculadora. A partir desta informação podemos determinar que um átomo de oxigênio contém 8 nêutrons. No entanto, o número de nêutrons pode mudar facilmente dependendo das condições externas.
Se o oxigênio perder ou ganhar um nêutron, obteremos um novo isótopo cuja massa atômica muda. Usando uma calculadora, você pode calcular os números de massa de diferentes isótopos de oxigênio, que, no entanto, contêm a resposta a essa pergunta em seu próprio nome. Na natureza, existem 3 isótopos estáveis de oxigênio: oxigênio-16, oxigênio-17 e oxigênio-18. Os dois últimos possuem nêutrons “extras” no núcleo.
Além disso, existem isótopos instáveis de oxigênio, cujas meias-vidas variam de alguns minutos a milionésimos de nanossegundos.
Conclusão
O número de massa é um parâmetro importante de qualquer elemento, com o qual as massas molares são calculadas durante as reações químicas. No entanto, o número de massa é sempre indicado na tabela periódica de Mendeleev, por isso nossa calculadora será útil principalmente para crianças em idade escolar que estão apenas começando a estudar a incrível ciência da química.
Massas absolutas dos átomos Uma das propriedades fundamentais dos átomos é a sua massa. Massa absoluta (verdadeira) de um átomo– o valor é extremamente pequeno. É impossível pesar átomos numa balança porque não existe tal escalas precisas não existe. Suas massas foram determinadas por meio de cálculos. Por exemplo, a massa de um átomo de hidrogênio é 0,000 000 000 000 000 000 000 001 663 gramas! A massa de um átomo de urânio, um dos átomos mais pesados, é de aproximadamente 0,000 000 000 000 000 000 000 4 gramas. Escrever e ler estes números não é fácil; Você pode cometer um erro ao perder um zero ou adicionar um extra. Existe outra maneira de escrevê-lo - na forma de um produto: 4 ∙ 10−22 (22 é o número de zeros no número anterior). A massa exata do átomo de urânio é 3,952 ∙ 10−22 g, e o átomo de hidrogênio, o mais leve entre todos os átomos, é 1,673 ∙ 10−24 g. É inconveniente realizar cálculos com números pequenos. Portanto, em vez das massas absolutas dos átomos, são utilizadas suas massas relativas.
Massa atômica relativa
A massa de qualquer átomo pode ser avaliada comparando-a com a massa de outro átomo (encontre a proporção de suas massas). Desde a determinação das massas atômicas relativas dos elementos, vários átomos têm sido usados como comparações. Ao mesmo tempo, os átomos de hidrogênio e oxigênio eram padrões únicos de comparação. Uma escala unificada de massas atômicas relativas e uma nova unidade de massa atômica, adotada Congresso Internacional de Físicos (1960) e unificado pelo Congresso Internacional de Químicos (1961). Até hoje, o padrão de comparação é 1/12 da massa de um átomo de carbono. Este valor chamada de unidade de massa atômica, abreviada como a.u.m. Unidade de massa atômica (amu) – massa de 1/12 de um átomo de carbono Vamos comparar quantas vezes a massa absoluta de um átomo de hidrogênio e urânio difere de 1 amu, para fazer isso dividimos esses números um pelo outro: Os valores obtidos nos cálculos são as massas atômicas relativas dos elementos - em relação a 1/12 da massa de um átomo de carbono. Assim, a massa atômica relativa do hidrogênio é aproximadamente 1, e a do urânio é 238. Observe que a massa atômica relativa não possui unidades de medida, pois as unidades de massa absoluta (gramas) são canceladas na divisão. As massas atômicas relativas de todos os elementos são indicadas na Tabela Periódica dos Elementos Químicos por D.I. Mendeleiev. O símbolo usado para indicar a massa atômica relativa é Аr (a letra r é uma abreviatura da palavra relativo, o que significa relativo). As massas atômicas relativas dos elementos são usadas em muitos cálculos. Via de regra, os valores indicados na Tabela Periódica são arredondados para números inteiros. Observe que os elementos da Tabela Periódica estão organizados em ordem crescente de massas atômicas relativas. Por exemplo, usando a Tabela Periódica determinamos as massas atômicas relativas de vários elementos:Ar(O) = 16; Ar(Na) = 23; Ar(P) = 31. A massa atômica relativa do cloro é geralmente escrita como 35,5! Ar(Cl) = 35,5
- As massas atômicas relativas são proporcionais às massas absolutas dos átomos
- O padrão para determinar a massa atômica relativa é 1/12 da massa de um átomo de carbono
- 1 am = 1,662 ∙ 10−24g
- A massa atômica relativa é denotada por Ar
- Para cálculos, os valores das massas atômicas relativas são arredondados para números inteiros, com exceção do cloro, para o qual Ar = 35,5
- A massa atômica relativa não tem unidades de medida
No processo de desenvolvimento da ciência, a química se deparou com o problema de calcular a quantidade de substância para realizar as reações e as substâncias obtidas em seu curso.
Hoje para tais cálculos reação química entre substâncias e misturas, utiliza-se o valor da massa atômica relativa incluída na tabela periódica dos elementos químicos de D.I.
Processos químicos e a influência da proporção de um elemento nas substâncias no curso da reação
A ciência moderna, pela definição de “massa atômica relativa de um elemento químico”, significa quantas vezes a massa de um átomo de um determinado elemento químico é maior que um duodécimo de um átomo de carbono.
Com o advento da era da química, a necessidade de definições precisas o progresso da reação química e seus resultados cresceram.
Portanto, os químicos tentavam constantemente resolver o problema das massas exatas dos elementos interagentes em uma substância. Uma das melhores soluções naquela época era vincular ao elemento mais leve. E o peso do seu átomo foi considerado um só.
O curso histórico da contagem da matéria
O hidrogênio foi inicialmente usado, depois o oxigênio. Mas este método de cálculo revelou-se impreciso. A razão para isso foi a presença de isótopos com massas de 17 e 18 no oxigênio.
Portanto, ter uma mistura de isótopos produziu tecnicamente um número diferente de dezesseis. Hoje, a massa atômica relativa de um elemento é calculada com base no peso do átomo de carbono tomado como base, na proporção de 1/12.
Dalton lançou as bases para a massa atômica relativa de um elemento
Só algum tempo depois, no século 19, Dalton propôs realizar cálculos utilizando o elemento químico mais leve - o hidrogênio. Em palestras para seus alunos, ele demonstrou em figuras esculpidas em madeira como os átomos estão conectados. Para outros elementos, ele utilizou dados obtidos anteriormente por outros cientistas.
De acordo com os experimentos de Lavoisier, a água contém quinze por cento de hidrogênio e oitenta e cinco por cento de oxigênio. Com esses dados, Dalton calculou que a massa atômica relativa do elemento que compõe a água é nesse caso oxigênio é 5,67. O erro em seus cálculos decorre do fato de ele ter acreditado incorretamente em relação ao número de átomos de hidrogênio em uma molécula de água.
Na sua opinião, havia um átomo de hidrogénio para cada átomo de oxigénio. Usando os dados do químico Austin de que a amônia contém 20% de hidrogênio e 80% de nitrogênio, ele calculou a massa atômica relativa do nitrogênio. Com este resultado, ele chegou a uma conclusão interessante. Descobriu-se que a massa atômica relativa (a fórmula da amônia foi erroneamente tomada com uma molécula de hidrogênio e nitrogênio) era quatro. Em seus cálculos, o cientista baseou-se no sistema periódico de Mendeleev. De acordo com a análise, ele calculou que a massa atômica relativa do carbono é 4,4, em vez das doze aceitas anteriormente.
Apesar de seus erros graves, foi Dalton o primeiro a criar uma tabela com alguns elementos. Sofreu repetidas mudanças durante a vida do cientista.
O componente isotópico de uma substância afeta o valor de precisão do peso atômico relativo
Ao considerar as massas atômicas dos elementos, você notará que a precisão de cada elemento é diferente. Por exemplo, para o lítio tem quatro dígitos e para o flúor tem oito dígitos.
O problema é que o componente isotópico de cada elemento é diferente e não constante. Por exemplo, em água comum contém três tipos de isótopos de hidrogênio. Estes incluem, além do hidrogênio comum, deutério e trítio.
A massa atômica relativa dos isótopos de hidrogênio é dois e três, respectivamente. A água “pesada” (formada por deutério e trítio) evapora com menos facilidade. Portanto, existem menos isótopos de água no estado de vapor do que no estado líquido.
Seletividade dos organismos vivos para diferentes isótopos
Os organismos vivos têm uma propriedade seletiva em relação ao carbono. Para construir moléculas orgânicas, utiliza-se carbono com massa atômica relativa de doze. Portanto substâncias origem orgânica, bem como vários minerais, como carvão e petróleo, contêm menos conteúdo isotópico do que materiais inorgânicos.
Os microrganismos que processam e acumulam enxofre deixam para trás o isótopo de enxofre 32. Em áreas onde as bactérias não processam, a proporção do isótopo de enxofre é 34, ou seja, muito maior. É com base na proporção de enxofre nas rochas do solo que os geólogos chegam a uma conclusão sobre a natureza da origem da camada - se ela tem natureza magmática ou sedimentar.
De todos os elementos químicos, apenas um não possui isótopos - o flúor. Portanto, sua massa atômica relativa é mais precisa que a de outros elementos.
Existência de substâncias instáveis na natureza
Para alguns elementos, a massa relativa é indicada entre colchetes. Como você pode ver, esses são os elementos localizados depois do urânio. O fato é que eles não possuem isótopos estáveis e decaem para liberar radiação radioativa. Portanto, o isótopo mais estável é indicado entre parênteses.
Com o tempo, descobriu-se que alguns deles podem obter condições artificiais isótopo estável. Foi necessário alterar as massas atômicas de alguns elementos transurânicos da tabela periódica.
No processo de síntese de novos isótopos e medição do seu tempo de vida, por vezes foi possível descobrir nuclídeos com meias-vidas milhões de vezes mais longas.
A ciência não fica parada, novos elementos, leis, relações são constantemente descobertas vários processos em química e natureza. Portanto, a forma como a química e o sistema periódico de elementos químicos de Mendeleev aparecerão no futuro, daqui a cem anos, é vago e incerto. Mas gostaria de acreditar que os trabalhos dos químicos acumulados ao longo dos últimos séculos servirão ao conhecimento novo e mais avançado dos nossos descendentes.
Para medir a massa de um átomo, utiliza-se a massa atômica relativa, que é expressa em unidades de massa atômica (amu). O peso molecular relativo é composto pelas massas atômicas relativas das substâncias.
Conceitos
Para entender o que é massa atômica relativa em química, você deve entender que a massa absoluta de um átomo é pequena demais para ser expressa em gramas, muito menos em quilogramas. Portanto em química moderna 1/12 da massa de carbono é considerada uma unidade de massa atômica (amu). A massa atômica relativa é igual à razão entre a massa absoluta e 1/12 da massa absoluta do carbono. Em outras palavras, a massa relativa reflete quantas vezes a massa de um átomo de uma substância específica excede 1/12 da massa de um átomo de carbono. Por exemplo, a massa relativa de nitrogênio é 14, ou seja, O átomo de nitrogênio contém 14 a. em ou 14 vezes mais que 1/12 de um átomo de carbono.
Arroz. 1. Átomos e moléculas.
Dentre todos os elementos, o hidrogênio é o mais leve, sua massa é de 1 unidade. Os átomos mais pesados têm massa de 300 a. comer.
Massa molecular é um valor que indica quantas vezes a massa de uma molécula excede 1/12 da massa do carbono. Também expresso em a. e.m. A massa de uma molécula é composta pela massa dos átomos, portanto, para calcular a massa molecular relativa é necessário somar as massas dos átomos da substância. Por exemplo, o peso molecular relativo da água é 18. Este valor é a soma das massas atômicas relativas de dois átomos de hidrogênio (2) e um átomo de oxigênio (16).
Arroz. 2. Carbono na tabela periódica.
Como você pode ver, esses dois conceitos possuem diversas características comuns:
- as massas atômicas e moleculares relativas de uma substância são quantidades adimensionais;
- a massa atômica relativa é designada Ar, massa molecular - Mr;
- A unidade de medida é a mesma em ambos os casos - a. comer.
As massas molares e moleculares são iguais numericamente, mas diferem em dimensão. Massa molar é a razão entre a massa de uma substância e o número de moles. Reflete a massa de um mol, que é igual ao número de Avogadro, ou seja, 6,02 ⋅ 10 23 . Por exemplo, 1 mol de água pesa 18 g/mol e M r (H 2 O) = 18 a. em (18 vezes mais pesado que uma unidade de massa atômica).
Como calcular
Para expressar matematicamente a massa atômica relativa, deve-se determinar que 1/2 parte de carbono ou uma unidade de massa atômica é igual a 1,66⋅10 −24 g. Portanto, a fórmula para a massa atômica relativa é a seguinte:
A r (X) = m a (X) / 1,66⋅10 −24,
onde ma é a massa atômica absoluta da substância.
A massa atômica relativa dos elementos químicos é indicada na tabela periódica de Mendeleev, portanto não precisa ser calculada de forma independente na resolução de problemas. As massas atômicas relativas são geralmente arredondadas para números inteiros. A exceção é o cloro. A massa de seus átomos é 35,5.
Ressalta-se que no cálculo da massa atômica relativa dos elementos que possuem isótopos, é levado em consideração seu valor médio. A massa atômica, neste caso, é calculada da seguinte forma:
A r = ΣA r,i n i ,
onde A r,i é a massa atômica relativa dos isótopos, n i é o conteúdo de isótopos em misturas naturais.
Por exemplo, o oxigênio tem três isótopos - 16 O, 17 O, 18 O. Sua massa relativa é 15,995, 16,999, 17,999 e seu conteúdo em misturas naturais é 99,759%, 0,037%, 0,204%, respectivamente. Dividindo as porcentagens por 100 e substituindo os valores, obtemos:
A r = 15,995 ∙ 0,99759 + 16,999 ∙ 0,00037 + 17,999 ∙ 0,00204 = 15,999 u
Referindo-se à tabela periódica, é fácil encontrar esse valor na célula de oxigênio.
Arroz. 3. Tabela periódica.
A massa molecular relativa é a soma das massas dos átomos de uma substância:
Ao determinar o valor do peso molecular relativo, os índices de símbolos são levados em consideração. Por exemplo, calcular a massa de H 2 CO 3 é o seguinte:
M r = 1 ∙ 2 + 12 + 16 ∙ 3 = 62 a. comer.
Conhecendo o peso molecular relativo, você pode calcular a densidade relativa de um gás a partir do segundo, ou seja, determine quantas vezes uma substância gasosa é mais pesada que a segunda. Para fazer isso, use a equação D (y) x = M r (x) / M r (y).
O que aprendemos?
Na aula da 8ª série aprendemos sobre massa atômica e molecular relativa. A unidade de massa atômica relativa é considerada 1/12 da massa do carbono, igual a 1,66⋅10 −24 g. Para calcular a massa, é necessário dividir a massa atômica absoluta da substância pela unidade de massa atômica. (amu). O valor da massa atômica relativa é indicado na tabela periódica de Mendeleev em cada célula do elemento. A massa molecular de uma substância é a soma das massas atômicas relativas dos elementos.
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