Massa atômica

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Representação de um átomo de lítio-7 em seu estado fundamental: 3 prótons, 4 nêutrons e 3 elétrons. Os elétrons representados estão fora de escala, possuindo um tamanho aproximado de 1/1800 de um próton/nêutron).

Massa atômica é a média dos números de massas (representada pela letra A) do isótopos de um determinado elemento químico, ponderada pela ocorrência de cada isótopo. Número de massa (A) é a soma de prótons e neutrons do núcleo de um átomo, medida em unidade de massa atómica, representado por u.m.a ou simplesmente u

Massa Atômica

A massa atômica de um elemento químico é a média , cuja ponderação é a ocorrência. A massa do átomo de um dado isótopo é o seu número de massa expresso em unidade(u).

<math> m.a. = \frac{ \sum (\mathrm{ocorr\hat encia} \times \text{massa atomica})}{100}</math>

Por exemplo há dois isótopos conhecidos do Cloro, sendo eles o Cloro-35 e o Cloro-37. O primeiro, com massa atômica de 34,9689 u tem uma ocorrência na natureza em torno de 75,77%, enquanto que o outro isótopo, de massa 36,96590 u, tem uma ocorrência de 24,23%. Dito de outra forma, qualquer amostra de átomos de Cloro será átomos de Cloro-37. Sendo assim, a massa atômica do elemento Cloro é

<math>m.a._{Cl} = \frac{(75,77 \times 34,9689 u) + (24,23 \times 36,96590 u)} {100}= 35,45 u</math>

Conforme exposto acima, levando em consideração a ocorrência na natureza, sabe-se que a massa atômica do elemento Cloro é de 35,45 u.

Pela definição de "u" (unidade de massa atômica) corresponde a 1/12 da massa do Carbono-12. Como a massa atômica é expressa em "u", ela indica quantas vezes a massa de um átomo é maior que 1/12 da massa de Carbono-12.

Por exemplo referir que a massa atômica de um dado isótopo do flúor é 19 u, indica que o isótopo em questão é 19 vezes "mais pesado" que 1/12 da massa do carbono-12.

Massa Molecular

Uma definição semelhante aplica-se às moléculas - sendo então chamada massa molecular de uma substância, expressa em "u".

A massa da molécula de uma dada substância é calculada pela soma das massas atômicas de todos os seus átomos constituintes. Esta técnica deixa de lado apenas a energia de ligação química, que geralmente é negligenciável.

Por exemplo, a molécula de metano é composta por 1 átomo de carbono e 4 átomos de hidrogênio. Sabendo que a massa atômica do hidrogênio é aproximadamente 1 u e a do carbono aproximadamente 12 u, então a massa atômica da substância metano (massa de uma molécula de metano) é calculada da seguinte forma:

<math>(4 \times 1 u) + (1 \times 12 u) = 16 u</math>

Desenvolvimento histórico do termo

A noção de massa atômica foi referida pela primeira vez por Dalton, em sequência da teoria atômica que desenvolveu. Como Dalton não tinha forma de calcular a massa de um átomo tinha de relacionar a massa de átomos de diferentes elementos entre si. Para tal era necessário escolher os átomos de um elemento específico como referência. Dalton escolheu como elemento referência o hidrogênio.

Dalton efetuou cálculos de massa atômica para vários elementos, tendo com ponto de referência a massa do hidrogênio, que ele estabeleceu ser a unidade (1). No entanto estes cálculos eram empíricos, baseados exclusivamente na fórmula química das substâncias, mas não em experiências concretas. Este facto levou à conclusões erradas. Por exemplo. Dalton considerava que uma molécula de água era constituída por um átomo de hidrogénio e um átomo de oxigénio (HO). Considerando a massa atômica do hidrogénio(H) igual a 1, a massa do oxigénio(O) seria 8. No entanto a massa atômica relativa do oxigénio é 16 (porque uma molécula de água possui 2 átomos de hidrogénio e 1 de oxigénio).

No ini século XIX o químico sueco Berzellius efetuou várias experiências para determinar a massa atômica dos elementos conhecidos na época. Berzellius utilizou como elemento de comparação a massa atômica do Oxigénio, que igualou a 100 e em 1828 publicou uma tabela que apresentava a massa atômica de vários elementos químicos. Em 1865 o químico belga J. S. Stas apresentou uma tabela de massas atômicas mais actualizada, utilizando como comparação o elemento oxigénio, que igualou a 16.

Mais tarde passaram a existir dois elementos referência para a determinação da massa atômica dos elementos, o oxigénio (igualado a 16 unidades) e o carbono (igualado a 12 unidades). Este fato causou coniderável confusão. Em 1961 foi universalmente aceito o carbono (igualado a 12 unidades).

Ver também

• Unidade de massa atômica
• massa molecular de uma substância;
• massa molar de uma substância;
• massa

Referências

• Asimov, Isaac. Átomo. Lisboa: Campos das Letras, 2004.
• Pauling, Linus. General Chemistry. New York: Dover Publications, 1988.
• Fonseca, MRM. Química Integral. São Paulo: FTD, 2004.

Ligações externas

• Massas atômicas de todos os isótopos
• IUPAC goldbook definição de massa atômica