Chimica per il liceo/Le masse atomiche, molecolari e la mole: differenze tra le versioni

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Dalton scelse come riferimento la massa dell’idrogeno e definì la massa atomica relativa (denominata impropriamente “peso atomico”) come numero che esprime il rapporto tra la massa dell’atomo di quell’elemento e la massa dell’atomo di idrogeno. Dalton riuscì a determinare le masse atomiche relative di numerosi elementi, partendo dalle reazioni di sintesi di una serie di composti, ognuno dei quali conteneva l’idrogeno e l’elemento di cui voleva determinare la massa. In questo modo però la massa atomica poteva essere determinata correttamente solo conoscendo la formula corretta del composto considerato (per lungo tempo i chimici accettarono il valore di 8 assegnato alla massa atomica relativa dell’ossigeno da Dalton, che, in assenza di riscontri sperimentali, assunse HO come formula chimica dell’acqua).
 
Anche oggi, per comodità, risulta più agevole seguire l’esempio di Dalton e quindi esprimere la massa atomica e molecolare non in termini assoluti (in Kgkg), ma facendo riferimento ad un’'''unità di''' '''massa atomica unificata''', indicata con il simbolo '''u''', introdotta nel 1960 dall’Unione internazionale di chimica pura e applicata (IUPAC).
 
{{Colore di sfondo|#feffaa|Un’'''unità di massa atomica unificata''', u, è uguale a '''1/12 della massa assoluta di un atomo di <sup>12</sup>C'''.}}
La scelta del valore di u è convenzionale e arbitraria. Si è scelto come riferimento l’atomo di <sup>12</sup>C perché molto diffuso e facilmente reperibile. Con tale unità l’idrogeno <sup>1</sup>H ha una massa di circa 1 u (1,007825 u). Considerato che nell’atomo di <sup>12</sup>C sono presenti 6 protoni, 6 neutroni (che insieme formano 12 nucleoni) e che la massa di un elettrone è 1836 volte minore rispetto a quella di un nucleone (quindi trascurabile in termini di massa), 1u corrisponde anche, con buona approssimazione, alla massa di un nucleone:
<p align="center">
1 u = 1/12 massa assoluta <sup>12</sup>C = 1,661∙10<sup>-27</sup> Kgkg = massa nucleone
</p>
La massa di un atomo di un qualunque elemento è quindi molto simile al valore numerico del suo numero di massa (che corrisponde, come visto nel cap. XX alla somma dei protoni e dei neutroni), ma non esattamente uguale. Per esempio, l’isotopo <sup>16</sup>O ha massa 15.99491463 u, mentre il suo numero di massa è esattamente 16. L’unico isotopo con massa esattamente uguale al suo numero di massa è il <sup>12</sup>C, data la definizione di u.
Facciamo un po’ di chiarezza: nei libri di testo c’è una grande confusione in relazione ai termini che indicano la massa atomica.
 
* La '''massa atomica''' '''m<sub>a</sub>''' indica la massa atomica assoluta di un singolo atomo espressa in unità di massa ('''g''' o '''Kgkg''')
* La '''massa isotopica relativa''' '''MA,''' o '''M<sub>A</sub>''', indica la massa di uno specifico atomo espressa in '''u''' .
 
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