Massa atómica
Esta página ou seção foi marcada para revisão devido a incoerências ou dados de confiabilidade duvidosa.Março de 2011) ( |
Massa atómica (português europeu) ou massa atômica (português brasileiro) é a média dos números de massa molecular (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 nêutrons do núcleo de um átomo, medida em unidade de massa atómica, representado por u.m.a ou simplesmente u.
![](http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/6/6f/Stylised_atom_with_three_Bohr_model_orbits_and_stylised_nucleus.svg/200px-Stylised_atom_with_three_Bohr_model_orbits_and_stylised_nucleus.svg.png)
Definição
editar“ | A massa atómica de um elemento químico é a média das massas atómicas dos isótopos desse elemento químico, ponderada pela ocorrência dos variados isótopos. | ” |
Por exemplo há dois isótopos conhecidos do Cloro, sendo eles o Cloro-35 e o Cloro-37. O primeiro, com massa atómica 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 atómica do elemento Cloro é
Conforme exposto acima, levando em consideração a ocorrência na natureza, sabe-se que a massa atómica do elemento Cloro é de 35,45 u.
Pela definição de "u" (unidade de massa atómica) corresponde a 1/12 da massa do Carbono-12. Como a massa atómica 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 atómica 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
editarUma 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 atómicas 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 hidrogénio. Sabendo que a massa atómica do hidrogénio é aproximadamente 1 u e a do carbono aproximadamente 12 u, então a massa atómica da substância metano (massa de uma molécula de metano) é calculada da seguinte forma:
Escrita
editarA massa atômica relativa de um elemento "E" pode ser escrita como Ar°(E) ou Ar(E). Assim, Ar(C) = 12.
A massa atômica pode ser apresentada de maneira arredondada, apresentando a incerteza de medição, ou ainda como intervalo.[1]
Cada elemento pode ter sua massa arredondada, chamado peso atômico convencional. A do Hidrogênio é 1,008.[1]
No entanto, pode-se expressas esse valor com sua incerteza, como 1,007 94(7), indicando uma variação entre 1,007 87 até 1,008 01.[1] Também utiliza-se a notação com ±, podendo a mesma informação ser escrita 1,007 94 ± 0,000 07.
A massa também pode ser expressa em um intervalo, para elementos cuja massa varie muito na natureza. Assim, a massa do Hidrogênio passou a ser expressa como [1,007 84; 1,008 11], com valores além do esperado. Assim, espera-se que qualquer medida de Hidrogênio esteja entre esses intervalos.[1]
Para elementos sintetizados em laboratório, que possuem meia-vida muito curta, apresenta-se a massa atômica do isótopo mais comum entre parêntesis. Assim, Ar(Cp) = (285).
Desenvolvimento histórico do termo
editarA noção de massa atómica foi referida pela primeira vez por John Dalton, em sequência da teoria atómica 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 hidrogénio.
Dalton efetuou cálculos de massa atómica para vários elementos, tendo com ponto de referência a massa do hidrogénio, 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 atómica do hidrogénio(H) igual a 1, a massa do oxigénio(O) seria 8. No entanto a massa atómica relativa do oxigénio é 16 (porque uma molécula de água possui 2 átomos de hidrogénio e 1 de oxigénio).
No início do século XIX o químico sueco Berzellius efetuou várias experiências para determinar a massa atómica dos elementos conhecidos na época. Berzellius utilizou como elemento de comparação a massa atómica do Oxigénio, que igualou a 100 e em 1828 publicou uma tabela que apresentava a massa atómica de vários elementos químicos. Em 1865 o químico belga J. S. Stas apresentou uma tabela de massas atómicas 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 considerável confusão. Em 1961 foi universalmente aceito o carbono (igualado a 12 unidades).
Ver também
editarBibliografia
editar- Asimov, Isaac (2004). Átomo. Lisboa: Campos das Letras
- Pauling, Linus (1988). General Chemistry. New York: Dover Publications
- Fonseca, MRM (2004). Química Integral. São Paulo: FTD
Ligações externas
editar- «Massas atômicas de todos os isótopos» (em inglês)
- «IUPAC goldbook definição de massa atômica» (PDF) (em inglês)
- ↑ a b c d Rocha-Filho, Romeu C.; Chagas, Aécio Pereira (1 de novembro de 2011). «Os Pesos Atômicos Deixam de Ser Constantes: Dez Elementos Passam a Ter Intervalos de Pesos Atômicos» (PDF). QUÍMICA NOVA NA ESCOLA. Consultado em 19 de junho de 2024