Peso atomico

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Il peso atomico (da non confondere col numero di massa $A$ ) o massa atomica relativa $M$ 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 kg: l'ordine dei valori oscilla tra i 10^-25 kg e i 10^-27 kg. Per ovviare al difficile uso di numeri così piccoli nei calcoli, 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 1.66053886 x 10^-27kg. Questa notazione della massa è nota come peso atomico relativo (o massa atomica relativa, spesso abbreviata in massa relativa) e si può ottenere dalla formula:

$m_{rel}={m_{ass} \over 1 u}={m_{ass} \over 1.66053886 \cdot 10^{-27}kg}\,\!$

Da ciò si evince che la massa atomica relativa è un numero adimensionale e non un'unita di misura di massa. Analogamente si osserva che se si esprime in u una data massa atomica relativa, il valore assunto corrisponde alla massa assoluta dell'elemento. La massa relativa di un dato elemento chimico è una media ponderata della massa relativa di ciascun isotopo: in particolare è la sommatoria del prodotto tra la massa relativa di ciascun isotopo e la relativa abbondanza isotopica fratto cento.

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 un elettrone ha solo 1/1836mo della massa 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 il cui nome è di derivazione storica, tuttora utilizzata per quanto scorretta.

La massa atomica assoluta è pari alla massa atomica relativa diviso il numero di Avogadro (6,022 x 10²³).

[modifica] Relazioni con il concetto di mole

Una considerazione a latere correla il valore ottenuto con il concetto di mole, la settima grandezza fondamentale del SI: in 12 g [esattamente] (ossia una mole, dato che 12 è la massa atomica del 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. Da ciò 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^[1], che si esprime quindi g/mol. Nel SI il numero di moli di entità (molecole, ioni, radicali, switterioni, elettroni, fotoni, ...) si indica con $n$ e la massa molare (mole di entità) con $M$ .