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Peso atomico, chiamato anche massa atomica relativa, rapporto tra la massa media degli atomi di un elemento chimico e un certo standard. Dal 1961 l’unità standard di massa atomica è un dodicesimo della massa di un atomo dell’isotopo carbonio-12. Un isotopo è una delle due o più specie di atomi dello stesso elemento chimico che hanno diversi numeri di massa atomica (protoni + neutroni). Il peso atomico dell’elio è 4,002602, la media che riflette il rapporto tipico delle abbondanze naturali dei suoi isotopi. Il peso atomico si misura in unità di massa atomica (amu), chiamate anche dalton. Vedi sotto per una lista di elementi chimici e i loro pesi atomici.

Il concetto di peso atomico è fondamentale per la chimica, perché la maggior parte delle reazioni chimiche avvengono secondo semplici relazioni numeriche tra gli atomi. Poiché è quasi sempre impossibile contare direttamente gli atomi coinvolti, i chimici misurano i reagenti e i prodotti tramite pesatura e raggiungono le loro conclusioni tramite calcoli che coinvolgono i pesi atomici. La ricerca di determinare i pesi atomici degli elementi ha occupato i più grandi chimici del XIX e dell’inizio del XX secolo. Il loro attento lavoro sperimentale è diventato la chiave della scienza e della tecnologia chimica.

I valori affidabili dei pesi atomici servono uno scopo importante in un modo abbastanza diverso quando i prodotti chimici vengono comprati e venduti sulla base del contenuto di uno o più costituenti specifici. I minerali di metalli costosi come il cromo o il tantalio e la soda chimica industriale sono degli esempi. Il contenuto del costituente specificato deve essere determinato da un’analisi quantitativa. Il valore calcolato del materiale dipende dai pesi atomici usati nei calcoli.

Lo standard originale del peso atomico, stabilito nel XIX secolo, era l’idrogeno, con un valore di 1. Dal 1900 circa fino al 1961, l’ossigeno fu usato come standard di riferimento, con un valore assegnato di 16. L’unità di massa atomica fu così definita come 1/16 della massa di un atomo di ossigeno. Nel 1929 si scoprì che l’ossigeno naturale contiene piccole quantità di due isotopi leggermente più pesanti di quello più abbondante e che il numero 16 rappresentava una media ponderata delle tre forme isotopiche di ossigeno come si presentano in natura. Questa situazione fu considerata indesiderabile per diverse ragioni e, poiché è possibile determinare le masse relative degli atomi delle singole specie isotopiche, fu presto stabilita una seconda scala con 16 come valore dell’isotopo principale dell’ossigeno piuttosto che il valore della miscela naturale. Questa seconda scala, preferita dai fisici, divenne nota come scala fisica, mentre la scala precedente continuò ad essere utilizzata come scala chimica, preferita dai chimici, che generalmente lavoravano con le miscele isotopiche naturali piuttosto che con gli isotopi puri.

Anche se le due scale differivano solo leggermente, il rapporto tra di esse non poteva essere fissato esattamente, a causa delle leggere variazioni nella composizione isotopica dell’ossigeno naturale proveniente da fonti diverse. Era anche considerato indesiderabile avere due scale diverse ma strettamente correlate che trattano le stesse quantità. Per entrambe queste ragioni, chimici e fisici stabilirono una nuova scala nel 1961. Questa scala, basata sul carbonio-12, richiedeva solo cambiamenti minimi nei valori che erano stati usati per i pesi atomici chimici.

Siccome i campioni di elementi trovati in natura contengono miscele di isotopi di diversi pesi atomici, l’Unione Internazionale di Chimica Pura e Applicata (IUPAC) iniziò a pubblicare i pesi atomici con incertezze. Il primo elemento a ricevere un’incertezza nel suo peso atomico fu lo zolfo nel 1951. Entro il 2007, 18 elementi avevano incertezze associate, e nel 2009, IUPAC ha iniziato a pubblicare intervalli per il peso atomico di alcuni elementi. Per esempio, il peso atomico del carbonio è dato come .

La tabella fornisce una lista di elementi chimici e i loro pesi atomici.