Peso atomico

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Il peso atomico (indicato spesso con A) o massa atomica è la massa di un atomo di un dato elemento. In questo caso si parla spesso di peso atomico assoluto e viene espresso in grammi: l'ordine dei valori oscilla tra i 10^-22g e i 10^-24g. 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 quale unità di massa atomica (u.m.a. o semplicemente u): 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:

$m_{rel}={m_{ass} \over 1 u.m.a.}={m_{ass} \over 1.66053886 \cdot 10^{-27}Kg}$

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.m.a. una data massa 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 legata al numero totale di nucleoni. Il peso reale è leggermente differente perché protoni e neutroni hanno massa diversa (anche se solo del 2 per mille), e perché parte della massa delle particelle costituenti se ne va in energia di legame, riducendo il totale. Il peso degli elettroni modifica solo leggermente il totale, perché un elettrone ha solo 1/1800mo della massa di un protone. 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: in 12g (ossia una mole, dato che 12 è la massa atomica del carbonio) di ¹²C (che ha massa assoluta pari a 1,99265 x 10^-26) si hanno 6,0221 X 10²³ atomi, che è il numero di Avogadro. Da ciò si deduce che il peso atomico relativo di un elemento chimico è numericamente (ma non dimensionalmente) uguale alla massa molare, che si esprime tuttavia in g/mol.

La seguente formula correla il peso atomico al numero delle moli di un composto di data massa:

$N_{moli}={m_{composto} \over m_{molare}}$