MASSA ATÔMICA: DEFINIÇÃO, TIPOS, COMO CALCULÁ-LA, EXEMPLOS - QUÍMICA - 2025

A massa atômica é a quantidade de material presente em um átomo, que pode ser expressa em unidades físicas comuns ou em unidades de massa atômica (uma ou). Um átomo está vazio em quase toda a sua estrutura; elétrons que se difundem em regiões chamadas orbitais, onde existe uma certa probabilidade de encontrá-los e de seu núcleo.

No núcleo do átomo estão os prótons e nêutrons; o primeiro com cargas positivas, enquanto o último com carga neutra. Essas duas partículas subatômicas têm uma massa muito maior que a do elétron; portanto, a massa de um átomo é governada por seu núcleo e não pelo vácuo nem por elétrons.

As principais partículas subatômicas e a massa do núcleo. Fonte: Gabriel Bolívar.

A massa de um elétron é de aproximadamente 9,1 · 10 ^-31 kg, enquanto a do próton 1,67 · 10 ^-27 kg, a razão de massa sendo 1.800; ou seja, um próton “pesa” 1.800 vezes mais que um elétron. Da mesma forma, o mesmo acontece com as massas do nêutron e do elétron. É por isso que a contribuição de massa do elétron para propósitos comuns é considerada desprezível.

Por causa disso, é geralmente assumido que a massa do átomo, ou massa atômica, depende apenas da massa do núcleo; que por sua vez, consiste na soma da matéria dos nêutrons e prótons. Dois conceitos emergem desse raciocínio: número de massa e massa atômica, ambos intimamente relacionados.

Com tanto "vazio" nos átomos, e como sua massa é quase inteiramente função do núcleo, é de se esperar que este seja extraordinariamente denso.

Se removermos o dito vazio de qualquer corpo ou objeto, suas dimensões se contraiam drasticamente. Além disso, se pudéssemos construir um pequeno objeto baseado em núcleos atômicos (sem elétrons), ele teria uma massa de milhões de toneladas.

Por outro lado, as massas atômicas ajudam a distinguir diferentes átomos do mesmo elemento; Esses são os isótopos. Como existem isótopos mais abundantes do que outros, uma média das massas dos átomos deve ser estimada para um determinado elemento; média que pode variar de planeta para planeta, ou de uma região espacial para outra.

Definição e conceito

Por definição, a massa atômica é a soma das massas de seus prótons e nêutrons expressas com uma ou u. O número resultante (às vezes também chamado de número de massa) é colocado sem dimensão no canto superior esquerdo na notação usada para nuclídeos. Por exemplo, para o elemento ¹⁵ X sua massa atômica é 15uma ou 15u.

A massa atômica não pode dizer muito sobre a verdadeira identidade deste elemento X. Em vez disso, o número atômico é usado, que corresponde aos prótons no núcleo de X. Se este número for 7, então a diferença (15-7) será igual a 8; ou seja, X tem 7 prótons e 8 nêutrons, a soma dos quais é 15.

Voltando à imagem, o núcleo tem 5 nêutrons e 4 prótons, então seu número de massa é 9; e por sua vez, 9 amu é a massa de seu átomo. Por ter 4 prótons, e consultando a tabela periódica, pode-se perceber que este núcleo corresponde ao do elemento berílio, Be (ou ⁹ Be).

Unidade de massa atômica

Os átomos são muito pequenos para serem capazes de medir suas massas por métodos convencionais ou balanços comuns. É por esta razão que o uma, uo Da (daltônico) foi inventado. Essas unidades concebidas para átomos permitem que você tenha uma ideia de quão massivos os átomos de um elemento são em relação uns aos outros.

Mas o que exatamente uma uma representa? Deve haver uma referência para estabelecer relações de massa. Para isso, foi usado como referência o átomo ¹² C, que é o isótopo mais abundante e estável para o carbono. Tendo 6 prótons (seu número atômico Z) e 6 nêutrons, sua massa atômica é, portanto, 12.

A suposição é feita de que prótons e nêutrons têm as mesmas massas, de modo que cada um contribui com 1 amu. A unidade de massa atômica é então definida como um duodécimo (1/12) da massa de um átomo de carbono-12; esta é a massa de um próton ou nêutron.

Equivalência em gramas

E agora surge a seguinte questão: quantos gramas 1 amu é igual? Como no início não havia técnicas suficientemente avançadas para medi-lo, os químicos tiveram que se contentar em expressar todas as massas com um; no entanto, isso era uma vantagem e não uma desvantagem.

Por quê? Como as partículas subatômicas são muito pequenas, sua massa, expressa em gramas, deve ser igualmente pequena. Na verdade, 1 amu equivale a 1,6605 · 10 ^-24 gramas. Além disso, com o uso do conceito de mol, não foi um problema trabalhar as massas dos elementos e seus isótopos com um sabendo que tais unidades poderiam ser modificadas para g / mol.

Por exemplo, voltando a ¹⁵ X e ⁹ Be, temos que suas massas atômicas são 15 amu e 9 amu, respectivamente. Como essas unidades são tão pequenas e não dizem diretamente quanta matéria se deve "pesar" para manipulá-las, elas se transformam em suas respectivas massas molares: 15 g / mol e 9 g / mol (introduzindo os conceitos de moles e número de Avogadro).

Massa atômica média

Nem todos os átomos do mesmo elemento têm a mesma massa. Isso significa que eles devem ter mais partículas subatômicas no núcleo. Sendo o mesmo elemento, o número atômico ou número de prótons deve permanecer constante; portanto, há apenas variação na quantidade de nêutrons que eles possuem.

É assim que aparece na definição de isótopos: átomos do mesmo elemento, mas com massas atômicas diferentes. Por exemplo, o berílio consiste quase inteiramente no isótopo ⁹ Be, com traços de ¹⁰ Be. No entanto, este exemplo não é muito útil para entender o conceito de massa atômica média; precisamos de um com mais isótopos.

Exemplo

Suponha que exista o elemento ⁸⁸ J, sendo este o isótopo principal de J com uma abundância de 60%. J também tem dois outros isótopos: ⁸⁶ J, com abundância de 20%, e ⁹⁰ J, com abundância também de 20%. Isso significa que dos 100 átomos J que coletamos na Terra, 60 deles são ⁸⁸ J e os 40 restantes são uma mistura de ⁸⁶ J e ⁹⁰ J.

Cada um dos três isótopos de J tem sua própria massa atômica; isto é, sua soma de nêutrons e prótons. No entanto, essas massas devem ser calculadas para ter uma massa atômica para J em mãos; aqui na Terra, como pode haver outras regiões do Universo onde a abundância de ⁸⁶ J é de 56% e não de 60%.

Para calcular a massa atômica média de J, deve-se obter a média ponderada das massas de seus isótopos; ou seja, levando em consideração a porcentagem de abundância de cada um deles. Assim, temos:

Massa média (J) = (86 amu) (0,60) + (88 amu) (0,20) + (90 amu) (0,20)

= 87,2 amu

Ou seja, a massa atômica média (também conhecida como peso atômico) de J é 87,2 amu. Enquanto isso, sua massa molar é 87,2 g / mol. Observe que 87,2 está mais próximo de 88 do que de 86 e também está distante de 90.

Massa atômica absoluta

A massa atômica absoluta é a massa atômica expressa em gramas. Partindo do exemplo do hipotético elemento J, podemos calcular sua massa atômica absoluta (a da média) sabendo que cada amu equivale a 1,6605 · 10 ^-24 gramas:

Massa atômica absoluta (J) = 87,2 amu * (1,6605 · 10 ^-24 g / amu)

= 1,447956 · átomo 10 ^-22 g / J

Isso significa que, em média, os átomos de J têm uma massa absoluta de 1,447956 · 10 ^-22 g.

Massa atômica relativa

A massa atômica relativa é numericamente idêntica à massa atômica média de um determinado elemento; No entanto, ao contrário do segundo, o primeiro carece de unidade. Portanto, é adimensional. Por exemplo, a massa atômica média do berílio é 9,012182 u; enquanto sua massa atômica relativa é simplesmente 9,012182.

É por isso que às vezes esses conceitos são frequentemente mal interpretados como sinônimos, uma vez que são muito semelhantes e as diferenças entre eles são sutis. Mas a que essas massas são relativas? Relativo a um duodécimo da massa de ¹² C.

Assim, um elemento com uma massa atômica relativa de 77 significa que ele tem uma massa 77 vezes maior do que ^1/12 de ¹² C.

Aqueles que examinaram os elementos da tabela periódica verão que suas massas são relativamente expressas. Eles não têm unidades de amu e é interpretado como: o ferro tem uma massa atômica de 55.846, o que significa que é 55.846 vezes mais massa do que a massa de 1/12 parte de ¹² C, e que também pode ser expresso como 55.846 amu ou 55,846 g / mol.

Como calcular a massa atômica

Matematicamente, foi dado um exemplo de como calculá-lo com o exemplo do elemento J. Em termos gerais, devemos aplicar a fórmula da média ponderada, que seria:

P = Σ (massa atômica do isótopo) (abundância em decimais)

Ou seja, tendo as massas atômicas (nêutrons + prótons) de cada isótopo (normalmente natural) para um determinado elemento, bem como suas respectivas abundâncias terrestres (ou seja qual for a região considerada), pode-se calcular a referida média ponderada.

E por que não apenas a média aritmética? Por exemplo, a massa atômica média de J é 87,2 amu. Se calcularmos essa massa novamente, mas aritmeticamente, teremos:

Massa média (J) = (88 amu + 86 amu + 90 amu) / 3

= 88 amu

Observe que há uma diferença importante entre 88 e 87,2. Isso ocorre porque a média aritmética assume que a abundância de todos os isótopos é a mesma; Como existem três isótopos de J, cada um deve ter uma abundância de 100/3 (33,33%). Mas não é o que acontece na realidade: há muito mais isótopos abundantes do que outros.

É por isso que a média ponderada é calculada, uma vez que leva em consideração a abundância de um isótopo em relação a outro.

Exemplos

Carbono

Para calcular a massa atômica média do carbono, precisamos de seus isótopos naturais com suas respectivas abundâncias. No caso do carbono, são: ¹² C (98,89%) e ¹³ C (1,11%). Suas massas atômicas relativas são 12 e 13, respectivamente, que por sua vez são iguais a 12 amu e 13 amu. Resolvendo:

Massa atômica média (C) = (12 amu) (0,9889) + (13 amu) (0,0111)

= 12,0111 amu

Portanto, a massa de um átomo de carbono é em média 12,01 amu. Como existem vestígios de ¹⁴ C, quase não tem influência nesta média.

Sódio

Todos os átomos de sódio terrestres consistem no isótopo ²³ Na, então sua abundância é de 100%. É por isso que em cálculos comuns pode-se presumir que sua massa seja simplesmente 23 amu ou 23 g / mol. No entanto, sua massa exata é 22,98976928 amu.

Oxigênio

Os três isótopos de oxigênio com suas respectivas abundâncias são: ¹⁶ O (99,762%), ¹⁷ O (0,038%) e ¹⁸ O (0,2%). Temos tudo para calcular sua massa atômica média:

Massa atômica média (O) = (16 amu) (0,99762) + (17 amu) (0,00038) + (18 amu) (0,002)

= 16,00438 amu

Embora sua massa exata relatada seja de 15,9994 amu.

Azoto

Repetindo os mesmos passos com o oxigênio temos: ¹⁴ N (99,634%) e ¹⁵ N (0,366%). Assim:

Massa atômica média (N) = (14 amu) (0,99634) + (15 amu) (0,00366)

= 14,00366 amu

Observe que a massa relatada para o nitrogênio é 14,0067 amu, um pouco mais alta do que calculamos.

Cloro

Os isótopos de cloro com suas respectivas abundâncias são: ³⁵ Cl (75,77%) e ³⁷ Cl (24,23%). Calculando sua massa atômica média, temos:

Massa atômica média (Cl) = (35 amu) (0,7577) + (37 amu) (0,2423)

= 35,4846 amu

Muito semelhante ao relatado (35.453 amu).

Disprósio

E, finalmente, será calculada a massa média de um elemento com muitos isótopos naturais: disprósio. Estas e suas respectivas abundâncias são: ¹⁵⁶ Dy (0,06%), ¹⁵⁸ Dy (0,10%), ¹⁶⁰ Dy (2,34%), ¹⁶¹ Dy (18,91%), ¹⁶² Dy (25,51 %), ¹⁶³ Dy (24,90%) e ¹⁶⁴ Dy (28,18%).

Procedemos como nos exemplos anteriores para calcular a massa atômica deste metal:

Massa atômica média (Dy) = (156 amu) (0,0006%) + (158 amu) (0,0010) + (160 amu) (0,0234) + (161 amu) (0,1891) + (162 amu) (0,2551) + (163 amu) (0,2490) + (164 amu) (0,2818)

= 162,5691 amu

A massa relatada é de 162.500 amu. Observe que essa média está entre 162 e 163, uma vez que os isótopos ¹⁵⁶ Dy, ¹⁵⁸ Dy e ¹⁶⁰ Dy são poucos abundantes; enquanto aqueles que predominam são ¹⁶² Dy, ¹⁶³ Dy e ¹⁶⁴ Dy.

Referências

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Química (8ª ed.). CENGAGE Learning.
2. Wikipedia. (2019). Massa atômica. Recuperado de: en.wikipedia.org
3. Christopher Masi. (sf). Massa atômica. Recuperado de: wsc.mass.edu
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5. Chemistry LibreTexts. (5 de junho de 2019). Calculando massas atômicas. Recuperado de: chem.libretexts.orgs
6. Edward Wichers e H. Steffen Peiser. (15 de dezembro de 2017). Peso atômico. Encyclopædia Britannica. Recuperado de: britannica.com