Peso atomico

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Da non confondere con il numero di massa A

Il peso atomico o massa atomica M è la massa di un atomo di un dato elemento. In questo caso si parla spesso impropriamente di peso atomico assoluto e viene espresso in grammi o chilogrammi: l'ordine di grandezza dei valori è tra i 10-25 kg e i 10-27 kg. Per ovviare alla scomodità di avere nei calcoli numeri così piccoli, si è convenuto di esprimere la massa atomica in rapporto al peso atomico assoluto di 1/12 dell'atomo 12C, il cui valore è adottato nel SI quale unità di massa atomica (u o uma): sperimentalmente si è ricavato che equivale a 1,660 538 921(73)x 10-27 kg, secondo i dati CODATA del 2010. [1] Il peso atomico relativo (o massa atomica relativa, spesso abbreviato in massa relativa) si può ottenere dalla formula:

m_{rel}={m_{ass} \over 1 u}={m_{ass} \over 1,660 538 921\cdot 10^{-27}kg}

Da ciò si evince che la massa atomica relativa è un numero adimensionale e non è espresso in ragione di una unità di misura di massa. Se si esprime in u una data massa atomica relativa, tale valore corrisponde a quello della massa assoluta (espressa in grammi) di una mole dell'elemento, detta massa molare. La massa relativa di un dato elemento chimico è una media ponderata delle masse relative dei suoi isotopi: in particolare è la sommatoria del prodotto tra la massa relativa di ciascun isotopo e la relativa abbondanza isotopica.

In prima approssimazione, il peso atomico è legato al numero totale di nucleoni presenti nel nucleo considerato. Il peso reale è leggermente inferiore alla somma dei pesi dei differenti componenti perché protoni e neutroni hanno massa diversa (anche se solo del 2 per mille) e perché parte della massa delle particelle costituenti il nucleo viene ceduta sotto forma di energia di legame nella fase di nucleosintesi, riducendo il peso totale (difetto di massa). Il peso degli elettroni modifica solo leggermente il totale, perché la massa di un elettrone è pari a 1/1836 quella di un protone, se considerati entrambi a riposo. Si noti che il peso atomico non ha relazione alcuna con la nozione di peso degli oggetti ordinari, che è una misura di forza: è invece una misura del peso relativo tra atomi diversi, tale denominazione è di derivazione storica ed è tuttora utilizzata, benché scorretta.

La massa atomica assoluta (espressa in grammi) è pari alla massa atomica relativa divisa per il numero di Avogadro (6,022 x 1023).

Cenni storici[modifica | modifica sorgente]

Jons Jacob Berzellius (1779-1848) calcolò il valore del peso atomico degli elementi noti al suo tempo.

Relazioni con il concetto di mole[modifica | modifica sorgente]

Una considerazione a latere correla il valore ottenuto con il concetto di mole, la settima grandezza fondamentale del SI: in 12 g [esattamente] di carbonio-12 (che ha massa assoluta pari a 1,992 65 x 10-26), si hanno 6,022 x 1023 atomi, che è il numero di Avogadro. Siccome 12 u è la massa atomica del carbonio-12, si deduce che il peso atomico relativo di un elemento o di un'altra specie chimica è numericamente (ma non dimensionalmente) uguale alla massa molare[2], che si esprime quindi g/mol. Nel SI le moli di entità (molecole, ioni, radicali, zwitterioni, elettroni, fotoni, ...) si indicano con n e la massa molare (la massa di una mole di entità) con MM.

La seguente formula correla il peso molecolare alle moli di una entità di data massa:

n = {m_{composto} \over MM}

Note[modifica | modifica sorgente]

  1. ^ Fundamental Physical Constants in The NIST Reference on Constants, Units, and Uncertainty, NIST, 2010.
  2. ^ nel caso di un composto, la massa molare è pari al peso molecolare.

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