Calculadora de massa atômica média

Resolva a média = Σ(massa × abundância ÷ 100) para a massa atômica média de um elemento - insira os dados do isótopo diretamente, resolva uma abundância desconhecida ou procure os isótopos de um elemento comum.

Insira a massa de cada isótopo e sua abundância natural. As abundâncias devem somar 100% - média = Σ(massa × abundância ÷ 100).

Resultado

—

Insira valores para calcular.

Isótopos—

Soma da abundância (%)—

Massa média (u)—

4 min de leitura 3 etapas 6 termos 3 exemplos 6 perguntas average = Σ (mass_i × abundance_i ÷ 100)

Cada massa atômica na tabela periódica é uma média, não a massa de um único átomo.

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Etapas

Como usar esta calculadora

3 etapas

Liste a massa e abundância de cada isótopo

Na guia Massa Média, insira a massa isotópica (em unidades de massa atômica, u) e a abundância natural (%) para cada isótopo estável do elemento. Adicione uma linha para cada isótopo – a maioria dos elementos tem dois ou três.

Verifique se as abundâncias somam 100%

A calculadora rastreia o total acumulado de suas porcentagens de abundância e avisa se elas não somarem 100%. As abundâncias naturais sempre somam 100% para uma lista completa de isótopos.

Leia a média ponderada

O cartão de resultados mostra a massa atômica média – o valor que você encontraria na tabela periódica – junto com um detalhamento da contribuição de cada isótopo (massa × abundância ÷ 100).

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Referência

Fórmula e metodologia

2 fórmulas

Massa atômica média (média ponderada)

average = Σ (mass_i × abundance_i ÷ 100)

Multiplique a massa de cada isótopo por sua abundância natural fracionária e depois some todos os isótopos. A abundância é inserida como uma porcentagem (por exemplo, 75,76) e dividida por 100 para convertê-la em uma fração antes da ponderação.

Resolva para uma abundância desconhecida (dois isótopos)

x₁ = (average − mass₂) ÷ (mass₁ − mass₂)

Para um elemento com exatamente dois isótopos, se você conhecer a massa atômica média e as massas de ambos os isótopos, poderá resolver algebricamente a abundância fracionária do isótopo 1 (x₁); a abundância do isótopo 2 é 1 − x₁.

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Glossário

Principais termos explicados

6 termos

Massa atômica média A massa média ponderada de todos os isótopos naturais de um elemento, ponderada pela abundância natural de cada isótopo. Este é o número mostrado na tabela periódica para cada elemento, medido em unidades de massa atômica (u).

Isótopo Um átomo do mesmo elemento (mesmo número de prótons) que possui um número diferente de nêutrons, o que lhe confere uma massa diferente. O cloro, por exemplo, ocorre naturalmente como Cl-35 e Cl-37.

Abundância natural A porcentagem de átomos de um elemento, tal como encontrado na natureza, que são um isótopo específico. As abundâncias naturais dos isótopos de um determinado elemento sempre somam 100%.

Unidade de massa atômica (u) Também chamada de dalton (Da), uma unidade de massa atômica é definida como 1/12 da massa de um átomo de carbono-12. As massas atômicas isotópicas e médias são expressas nesta unidade.

Média ponderada Uma média em que cada valor é multiplicado por um peso que reflete sua importância relativa antes da soma, em vez de tratar todos os valores igualmente. A massa atômica média pesa a massa de cada isótopo de acordo com o quão comum ele é na natureza.

Massa atômica relativa Outro nome para massa atômica média — uma proporção adimensional que compara a massa isotópica média de um elemento com 1/12 da massa do carbono-12. Na prática, carrega o mesmo valor numérico que a massa atômica média em você.

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Situações comuns

Exemplos práticos

3 exemplos

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Estudante de química

Os dois isótopos estáveis do cloro

Massa/abundância de Cl-35 34,9689 você/75,76% Massa / abundância de Cl-37 36,9659 você/24,24%

34,9689 × 0,7576 + 36,9659 × 0,2424 ≈ 35,45 u - corresponde ao peso atômico padrão do cloro na tabela periódica. Como o Cl-35 é aproximadamente três vezes mais abundante que o Cl-37, a média fica muito mais próxima de 35 do que do ponto médio das duas massas isotópicas.

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Técnico de laboratório

Resolvendo uma abundância desconhecida

Massa atômica média 63.546 você Massa Cu-63 / Massa Cu-65 62.9296 você / 64.9278 você

Usando x₁ = (63,546 - 64,9278) ÷ (62,9296 - 64,9278), a abundância de Cu-63 do cobre é resolvida para cerca de 69,15%, deixando o Cu-65 em cerca de 30,85% - correspondendo às abundâncias naturais aceitas para o cobre.

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Verificação de entrada de dados

Abundâncias que não somam 100%

Massa / abundância do isótopo A 10,0 você / 60% Massa / abundância do isótopo B 11,0 você / 30%

A calculadora ainda calcula uma média ponderada (10,3 u), mas sinaliza que as abundâncias inseridas totalizam apenas 90%, não 100% – um sinal de que um isótopo está faltando ou que uma porcentagem foi digitada incorretamente antes de confiar no resultado.

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Referência

Citar esta calculadora

APA e MLA

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Análise detalhada

Compreendendo a calculadora de massa atômica média

3 capítulos · 4 min de leitura

Cada massa atômica na tabela periódica é uma média, não a massa de um único átomo. Esta calculadora calcula essa média ponderada a partir de massas de isótopos e abundâncias naturais, e também pode trabalhar de trás para frente para resolver uma abundância desconhecida.

Como funciona a calculadora de massa atômica média

Os elementos existem na natureza como uma mistura de isótopos – átomos com o mesmo número de prótons, mas diferentes números de nêutrons e, portanto, diferentes massas. A massa atômica média relatada na tabela periódica é uma média ponderada: a massa de cada isótopo é multiplicada por sua abundância natural fracionária e os resultados são somados. Ou seja, média = Σ (massa_i × abundância_i ÷ 100). Um isótopo mais abundante aproxima a média de sua própria massa, e é por isso que a massa atômica média do cloro (35,45 u) fica muito mais próxima da massa do Cl-35 (34,9689 u) do que da massa do Cl-37 (36,9659 u) - o Cl-35 representa cerca de três quartos do cloro que ocorre naturalmente.

Entradas e o que elas significam

Cada linha de isótopos precisa de dois números: a massa isotópica em unidades de massa atômica (u) e a abundância natural como porcentagem. As massas isotópicas estão normalmente um pouco acima do número de massa do isótopo (Cl-35 tem uma massa de 34,9689 u, não exatamente 35, porque prótons, nêutrons e energia de ligação não somam números inteiros). As abundâncias naturais para todos os isótopos estáveis de um elemento devem somar 100% — a calculadora verifica isso para você e sinaliza as entradas que estão desativadas. A guia Resolver Abundância, em vez disso, usa a massa média e ambas as massas de isótopos como entradas, o que é útil quando um problema de livro dá a resposta e pede que você encontre a divisão de abundância que falta.

Limites e casos extremos

Esta calculadora lida com isótopos estáveis e naturais — ela não se destina a isótopos radioativos com abundâncias extremamente pequenas ou que variam no tempo. A aba Resolver Abundância só funciona para elementos com exatamente dois isótopos estáveis (como cloro ou cobre); elementos com três ou mais isótopos (como magnésio ou oxigênio) precisam de pelo menos duas abundâncias conhecidas para resolver o resto, o que esta ferramenta não tenta. Se suas abundâncias não somarem 100%, a massa atômica média relatada ainda será calculada matematicamente a partir do que você inseriu, mas não corresponderá ao valor padrão da tabela periódica até que as entradas sejam corrigidas.

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Perguntas

Perguntas frequentes

6 perguntas

Qual é a fórmula da massa atômica média?+

Massa atômica média = Σ (massa do isótopo × abundância natural ÷ 100), somada a cada isótopo estável do elemento. A massa de cada isótopo é ponderada pelo quão comum ele é na natureza, portanto, isótopos mais abundantes aproximam a média de sua própria massa.

Por que as abundâncias naturais precisam somar 100%?+

Abundância natural é a porcentagem de átomos que ocorrem naturalmente de um elemento que são um determinado isótopo. Se você listou todos os isótopos estáveis, essas porcentagens devem representar toda a amostra – 100% dos átomos. Se a soma de suas entradas for outra coisa, um isótopo está faltando ou uma porcentagem foi inserida incorretamente, e a calculadora sinaliza isso.

Como funciona o exemplo do cloro?+

O cloro tem dois isótopos estáveis: Cl-35 (massa 34,9689 u, 75,76% abundante) e Cl-37 (massa 36,9659 u, 24,24% abundante). Ponderar cada massa por sua abundância e somar dá 34,9689 × 0,7576 + 36,9659 × 0,2424 ≈ 35,45 u, correspondendo ao peso atômico padrão do cloro na tabela periódica.

Como resolvo uma abundância de isótopos desconhecida?+

Na guia Resolver Abundância, insira a massa atômica média conhecida do elemento e ambas as massas de isótopos. A calculadora resolve x₁ = (média − massa₂) ÷ (massa₁ − massa₂) para a abundância fracionária do isótopo 1 e, em seguida, relata a abundância do isótopo 2 como o restante até 100%. Isso só funciona de forma limpa para elementos de dois isótopos.

Quais unidades esta calculadora usa?+

As massas atômicas isotópicas e médias são inseridas e relatadas em unidades de massa atômica (u), também chamadas de daltons (Da) – definidas como 1/12 da massa de um átomo de carbono-12. As abundâncias são inseridas e exibidas como porcentagens que devem somar 100% nos isótopos de um elemento.

Por que a massa atômica de um elemento não é um número inteiro?+

Duas razões. Primeiro, a massa de um isótopo individual não é exatamente o seu número de massa porque prótons, nêutrons e energia de ligação nuclear não somam um valor redondo (Cl-35 é 34,9689 u, não 35). Em segundo lugar, o valor da tabela periódica é uma média ponderada entre vários isótopos com massas diferentes, que quase nunca chega a um número inteiro.

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