Como você calcularia a massa atômica do rubídio, dado que os dois isótopos do rubídio têm massas atômicas e abundância relativa de 84.91 amu (72.16%) e 86.91 amu (27.84%)?

Responda:

$85.47 u$ $"85.47 u"$

Explicação:

O média massa atômica de um elemento é determinado tomando as média ponderada das massas atômicas de sua ocorrência natural isótopos.

Agora, média ponderada significa simplesmente que cada isótopo contribui para a massa atômica média do elemento proporcionalmente ao seu por cento de abundância.

$avg. atomic mass = \sum i ({isotope}_{i} \times {abundance}_{i})$ $color(blue)("avg. atomic mass" = sum_i ("isotope"_i xx "abundance"_i))$

Quanto mais abundante for um isótopo, mais sua massa atômica influenciará a massa atômica média do elemento.

No seu caso, você sabe que o rubídio tem dois isótopos estáveis

$^{85} Rb \to 84.91 u$ $""^85"Rb" -> "84.91 u"$ , $72.16 %$ $72.16%$ percent abundance

$^{87} Rb \to 86.91 u$ $""^87"Rb" -> "86.91 u"$ , $27.84 %$ $27.84%$ percent abundance

Ao calcular a massa atômica média, certifique-se de usar abundância decimal, que é simplesmente porcentagem de abundância dividida por $100$ $100$ .

Então, insira seus valores para obter

$avg. atomic mass = 84.91 u \times 0.7216 + 86.91 u \times 0.2784$ $"avg. atomic mass" = "84.91 u" xx 0.7216 + "86.91 u" xx 0.2784$

$avg. atomic mass = 85.4668 u$ $"avg. atomic mass " = " 85.4668 u"$

Arredondado para quatro sig figs, a resposta será

$avg. atomic mass = 85.47 u$ $"avg. atomic mass " = color(green)(" 85.47 u")$