Differenza tra peso atomico e massa atomica

Il differenza fondamentale tra il peso atomico e la massa atomica è quello il peso atomico è il peso medio di un elemento, rispetto a tutti i suoi isotopi e le loro abbondanze relative ma, la massa atomica è la massa di un singolo atomo.

La maggior parte delle persone usa i termini massa atomica e peso atomico in modo intercambiabile. Tuttavia, hanno significati diversi e causano un errore significativo nei calcoli del materiale sfuso se prendiamo questi due termini come uno.

CONTENUTO

1. Panoramica e differenza chiave
2. Qual è il peso atomico
3. Cos'è la massa atomica
4. Confronto affiancato - Peso atomico contro massa atomica in forma tabulare
5. Sommario

Qual è il peso atomico?

Il peso atomico è il peso medio di un elemento, rispetto a tutti i suoi isotopi e alle loro abbondanze relative. Il più delle volte, gli elementi chimici hanno isotopi; gli isotopi sono le diverse forme dello stesso elemento chimico. Gli isotopi hanno lo stesso numero di protoni (che li fa appartenere allo stesso elemento chimico) e un diverso numero di neutroni nel nucleo atomico. Esistono diverse percentuali di isotopi diversi che si verificano in natura. Dobbiamo prendere in considerazione le masse atomiche di tutti gli isotopi e le loro percentuali quando si ottiene il peso atomico di un elemento chimico. Lì, possiamo calcolare la massa media usando le masse atomiche di ogni isotopo per ottenere il peso atomico. Il peso atomico che vediamo nella tavola periodica viene calcolato in base a questo fenomeno.

Possiamo utilizzare i seguenti due passaggi per questo calcolo;

1. Innanzitutto, converti le percentuali in valori decimali dividendole con 100.
2. Quindi, moltiplicare le masse atomiche di ciascun isotopo da questi valori decimali di conseguenza.
3. Alla fine, aggiungi le risposte insieme per ottenere la risposta finale.

     Video 1: calcolo del peso atomico

Esempio: supponiamo di avere il 98% dell'isotopo C-12 e il 2% dell'isotopo C-13 in natura. Calcoliamo il peso atomico del carbonio usando le masse atomiche di questi isotopi.

• Conversione in valori decimali:
  • Il valore decimale per la percentuale di C-12 è 0.98 (ottenuto dividendo 98 da 100).
  • Il valore decimale per la percentuale di C-13 è 0,02 (ottenuto dividendo 2 da 100).
• Moltiplicazione delle masse atomiche di ciascun isotopo dai valori decimali:
  • 12 x 0,98 = 11,76
  • 13 x 0,02 = 0,26
• Aggiunta di risposte insieme per ottenere la risposta finale:
  • 76 + 0,26 = 12,02

Alla fine, possiamo ottenere il peso atomico dell'elemento chimico carbonio come 12,02 amu (unità di massa atomica). Inoltre, possiamo chiamare questo termine come "massa atomica relativa" perché è una media di masse atomiche effettive di isotopi.

Cos'è la massa atomica?

Gli atomi contengono principalmente protoni, neutroni ed elettroni. La massa atomica è semplicemente la massa di un atomo. In altre parole, è la raccolta di masse di tutti i neutroni, protoni ed elettroni in un singolo atomo, in particolare, quando l'atomo non si muove (massa di riposo). Prendiamo solo il resto della massa perché, secondo i fondamenti della fisica, quando gli atomi si muovono ad una velocità molto alta, le masse aumentano. Tuttavia, la massa di elettroni è considerevolmente piccola rispetto alle masse di protoni e neutroni. Pertanto, possiamo dire che il contributo degli elettroni a una massa atomica è inferiore. Quindi possiamo trascurare la massa di un elettrone quando si calcola la massa atomica. Soprattutto, diversi isotopi hanno differenti masse atomiche sebbene appartengano allo stesso elemento chimico perché hanno un diverso numero di neutroni.

Figura 01: Possiamo usare le masse di protoni, neutroni ed elettroni di un atomo per calcolare la massa atomica

Inoltre, le masse di atomi sono estremamente piccole, quindi non possiamo esprimerle in unità di massa normali come grammi o chilogrammi. Per i nostri scopi, stiamo usando un'altra unità chiamata unità di massa atomica (amu) per misurare la massa atomica. Allo stesso modo, 1 unità di massa atomica è l'un dodicesimo della massa di un isotopo C-12. Quando dividiamo una massa di un atomo dalla massa di un dodicesimo della massa di un isotopo C-12, possiamo ottenere la sua massa relativa. Tuttavia, nell'uso generale quando diciamo la massa atomica relativa di un elemento, intendiamo il loro peso atomico (perché lo calcoliamo considerando tutti gli isotopi).

Qual è la differenza tra peso atomico e massa atomica?

La maggior parte delle volte usiamo i termini peso atomico e massa atomica come gli stessi. Tuttavia, questi due termini differiscono l'uno dall'altro principalmente secondo la definizione. Quindi, passando per la definizione, la differenza chiave tra il peso atomico e la massa atomica è che il peso atomico è il peso medio di un elemento, rispetto a tutti i suoi isotopi e le loro abbondanze relative mentre la massa atomica è la massa di un singolo atomo.

Inoltre, possiamo identificare un'altra importante differenza tra il peso atomico e la massa atomica considerando il modo di calcolare ciascun valore; dovremmo calcolare il peso atomico usando la percentuale di abbondanza di tutti gli isotopi di un elemento chimico in natura mentre possiamo calcolare la massa atomica semplicemente aggiungendo le masse di protoni, neutroni ed elettroni di un atomo.

Riassunto - Peso atomico vs massa atomica

Il peso atomico e la massa atomica sono due termini importanti che usiamo spesso nei calcoli chimici. La differenza chiave tra il peso atomico e la massa atomica è che il peso atomico è il peso medio di un elemento, rispetto a tutti i suoi isotopi e le loro abbondanze relative mentre la massa atomica è la massa di un singolo atomo.

Riferimento:

1. Wichers, Edward e H. Steffen Peiser. "Peso atomico". Encyclopædia Britannica, Encyclopædia Britannica, Inc., 15 dicembre 2017. Disponibile qui  
2. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. "Come calcolare la massa atomica." ThoughtCo, 1 aprile 2018. Disponibile qui

Cortesia dell'immagine:

1. "133317385" di eLearn.Punjab (CC0) tramite Vimeo
2. "Raffigurazione del numero atomico" di Materialscientist (CC0) via Commons Wikimedia