LA MASSA ATOMICA RELATIVA

L’UNITÀ DI MASSA ATOMICA

La Massa Atomica esprime la somma delle masse delle particelle subatomiche che lo costituiscono. Risulta poco pratico calcolare la Massa Atomica di un elemento nelle unità di misura di grammo o kilogrammo considerando quanto piccola è la massa del protone, del neutrone e dell’elettrone.

  • Massa del protone: 1,673×10−27 kg
  • Massa del neutrone: 1,675×10−27 kg
  • Massa dell’elettrone: 9,109×10−31 kg

La massa dell’elettrone è trascurabile rispetto a quella del protone e del neutrone.

Una nuova unità di misura è stata introdotta, chiamata unità di massa atomica o Dalton. Un’unità di massa atomica (u) o 1 Dalton (Da) corrisponde a 1/12 della massa a riposo dell’isotopo-12 del Carbonio. Il valore corrisponde a:

1 u = 1,66×10−27 kg

Il valore di 1 u approssimabile alla massa di un singolo protone o di un singolo neutrone

Dal momento che il Numero di Massa esprime la somma di protoni e neutroni, e la massa dell’elettrone può essere considerata trascurabile, la massa di un atomo è approssimabile al suo Numero di Massa espresso in Unità di Massa Atomica.

12C ha una massa di 12 u.

1H ha una massa di 1 u.

79Br ha una massa di 79 u.

CALCOLO DELLA MASSA ATOMICA RELATIVA

Per il calcolo della Massa Atomica Relativa di un elemento occorre tenere presente che ciascun elemento è presente sotto forma di una miscela di isotopi che hanno una diversa percentuale in natura.

L’elemento Bromo è costituito da una miscela di due isotopi:

79Br con una Massa Atomica di 79 u presente in natura con un’abbondanza del 50,69%

81Br con una Massa Atomica di 81 u presente in natura con un’abbondanza del 49,31%

Se calcolassimo la media ponderata delle Masse Atomiche dei singoli isotopi in accordo con l’abbondanza relativa di ciascuno, troveremmo la Massa Atomica Relativa o Peso Atomico.

\mathbf{\frac{79\times 50,69\;+\; 81\times 49,31}{100}= 79,99\; u }

Nella Tavola Periodica la Massa Atomica Relativa di un elemento è sempre riportata sotto forma di numero decimale in quanto tiene già conto dell’abbondanza relativa dei diversi isotopi che lo costituiscono (Figura 1).

Figura 1 – Rappresentazione della Massa Atomica Relativa in un elemento della Tavola Periodica

Concetti chiave:

  • L’Unità di Massa Atomica (u) è utilizzata per determinare la Massa Atomica di un atomo.
  • Il valore di una Unità di Massa Atomica è approssimabile a quella di un protone o di un neutrone.
  • La Massa Atomica di un isotopo è data dal suo Numero Atomico.
  • Per il calcolo della Massa Atomica Relativa occorre fare la media ponderata dei singoli isotopi che compongono l’elemento in accordo con la loro abbondanza in natura.

ESERCIZIO SVOLTO:

Dati i seguenti isotopi del Ferro e la loro abbondanza relativa, determinare il peso atomico dell’elemento Ferro.

 54Fe presente in natura con un’abbondanza del 5,82%

 56Fe presente in natura con un’abbondanza del 91,71%

 57Fe presente in natura con un’abbondanza del 2,19%

 58Fe presente in natura con un’abbondanza del 0,28%

Il peso atomico di un elemento è ottenuto calcolando la media ponderata delle masse atomiche dei singoli isotopi in accordo con l’abbondanza relativa di ciascuno.

Pertanto il calcolo è il seguente:

\mathbf{\frac{54\times 5,82\;+\; 56\times 91,71\; + \;57\times 2,19\;+\; 58\times 0,28 }{100}= 55,91\; u }

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