Massa atomica relativa

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La massa atomica relativa (equivalente al termine peso atomico) viene indicata con ed è una grandezza fisica adimensionale data dal rapporto tra la massa media degli atomi di un elemento e l'unità di massa atomica unificata[1]:

In particolare, la massa atomica relativa di un elemento viene calcolata come media ponderata dei pesi atomici dei suoi isotopi: in particolare è la sommatoria del prodotto tra il peso atomico di ciascun isotopo e la relativa abbondanza isotopica.

Il peso atomico standard di un dato elemento chimico è un valore standardizzato del peso atomico dell'elemento ed è dato dal valore medio dei pesi atomici di un certo numero di "campioni normali". Per "campione normale" si intende "ogni ragionevole fonte possibile dell'elemento o dei suoi composti presenti in commercio per l'industria e la scienza che non è stata oggetto di modifiche significative della sua composizione isotopica nell'arco di un breve periodo geologico". Tale valore viene revisionato ogni due anni dalla Commissione IUPAC per i Pesi Atomici e le Abbondanza Isotopiche[2].

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‰) 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 11836 quella di un protone, se considerati entrambi a riposo.

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.

A volte ci si riferisce a questa grandezza con la dicitura peso atomico relativo che è scorretta e da evitare.

Cenni storici[modifica | modifica wikitesto]

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 wikitesto]

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 × 10−26 ), si hanno 6,022 × 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,[3] che si esprime quindi g/mol. Nel SI le moli di entità (molecole, ioni, radicali, zwitterioni, elettroni, fotoni, etc.) 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:

Note[modifica | modifica wikitesto]

  1. ^ relative atomic mass (atomic weight), Ar, goldbook.iupac.org. URL consultato il 14 marzo 2016.
  2. ^ IUPAC Gold Book - standard atomic weights, su goldbook.iupac.org. URL consultato il 14 marzo 2016.
  3. ^ Nel caso di un composto, la massa molare è pari al peso molecolare.

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