Pesi atomici e molecolari relativi: l'unità di massa atomica

Pesi atomici e molecolari relativi: l'unità di massa atomica

Se infatti volumi uguali di gas diversi nelle stesse condizioni di T e P contengono lo stesso numero di molecole, il rapporto tra il peso di due volumi uguali di gas diversi deve essere uguale al rapporto tra i pesi delle loro molecole. Naturalmente occorreva fissare il peso molecolare di un gas di riferimento rispetto al quale pesare tutti gli altri.

Venne scelto l'idrogeno, alla cui molecola biatomica venne assegnato un peso molecolare convenzionale pari a 2. In tal modo vennero calcolati i pesi atomici e i pesi molecolari relativi P_r all'idrogeno di molte sostanze. Nella prima metà dell'Ottocento, soprattutto ad opera di Berzelius (1779-1849), se ne conoscevano qualche migliaio.

Preso un volume fisso di un gas generico A avente peso W_A ed un ugual volume di idrogeno avente peso e sapendo che per definizione il peso molecolare relativo dell'Idrogeno è = 2, il peso molecolare relativo cercato (Pr_A) sarà dato dalla seguente proporzione:

           _{e quindi}       

In effetti sarebbe più corretto parlare di massa atomica o molecolare relativa (m_r) e non di peso. Si ricordi infatti che mentre la massa è una caratteristica costante di un corpo materiale , il suo peso dipende dal luogo in cui  si misura, essendo il peso la forza di reciproca attrazione tra il corpo ed il pianeta (o in generale il corpo celeste) sul quale giace. Tuttavia, applicando la seconda legge della dinamica (f = ma), si osserva che il peso è direttamente proporzionale alla massa del corpo (P = mg), nell'ipotesi che l'accelerazione di gravità g sia costante su tutto il pianeta (ipotesi accettabile solo in prima approssimazione).

In chimica resta comunque molto diffusa l'abitudine di parlare di pesi atomici e di pesi molecolari, anche se ormai molti testi utilizzano più correttamente il termine 'massa'.

Oggi non si usa più l'Idrogeno come unità di misura per pesare (massare) le sostanze, ma 1/12 della massa del Carbonio 12 (l'atomo di carbonio con un nucleo formato da 6 protoni e 6 neutroni ). Tale quantità è nota come unità di massa atomica (uma o u).

L'unità di massa atomica vale

1 u = 1,660 538 782 10^-24 g

Utilizzando dunque come fattore di conversione (approssimato) 1,6605 10^-24 g/u è possibile trasformare i pesi relativi (espressi in u) in pesi assoluti (espressi in g).

P_a (g) = P_r (u) 1,6605 10^-24 (g/u)