Definimos a massa atômica de um elemento químico como a massa média ponderada de todos os isótopos naturais do mesmo elemento. Este cálculo é feito tendo em conta a sua prevalência natural (percentagem) na crosta terrestre e na atmosfera.
Esta massa é a que está apresentada na tabela periódica de D. Mendeleev e é utilizada em cálculos estequiométricos.
É importante distinguir entre o número de massa e o número atômico. O número de massa é a soma dos prótons e nêutrons no núcleo de um átomo, enquanto o número atômico é o número de prótons no núcleo. A massa atômica relativa é baseada no número de massa dos isótopos de um elemento.
Unidades de medida de massa atômica
A massa atômica é expressa em unidades unificadas de massa atômica (u) ou daltons (Da). Embora o quilograma (kg) seja a unidade de massa do Sistema Internacional (SI)
Em química, a unidade de massa atômica é usada porque as massas de átomos individuais são extremamente pequenas e difíceis de lidar no contexto de reações químicas.
Massa em excesso de um átomo
Nem todos os isótopos do mesmo elemento têm a mesma massa, pois não têm o mesmo número de massa, que é a soma de prótons e nêutrons. Além da massa da diferença no número de prótons e nêutrons, existe a massa que depende da energia de ligação dessas subpartículas.
A diferença entre a massa do isótopo e seu número de massa é chamada de excesso de massa (geralmente expressa em Me eV). Este valor pode ser positivo ou negativo.
Não confunda o número de massa com o número atômico, que é apenas o número de prótons em um núcleo.
Massa atômica relativa
A massa atômica relativa é definida em relação a um padrão, que é o isótopo do carbono-12. Está estabelecido que a massa relativa de um elemento é a razão entre a massa do elemento e 1/12 da massa do isótopo de carbono-12. O carbono-12 é escolhido como padrão porque tem uma massa de 12 unidades unificadas de massa atômica (u) ou 12 daltons (Da).
Este conceito de massa relativa mostra quantas vezes a massa de um determinado elemento é maior que a massa atômica de outro elemento tomado como unidade de massa.
Seu uso se deve ao fato da massa absoluta ser uma quantidade extremamente pequena e de difícil manuseio. Portanto, em química é muito mais conveniente usar esse valor relativo.
Esta unidade não sistêmica de medida de massa é chamada de unidade unificada de massa atômica (u) ou dalton (Da) em homenagem a John Dalton.
Exemplos de massas atômicas
Aqui estão alguns exemplos de massas atômicas de alguns elementos da tabela periódica:
| Elemento químico | Massa atômica (u) |
|---|---|
|
Carbono |
12.0107 |
|
hidrogênio |
1,00784 |
|
Oxigênio |
15.999 |
|
Cloro |
35.453 |
|
Enxofre |
32.06 |
|
Azoto |
14.00674 |
|
Sódio |
22.98977 |
Para que serve a massa atômica?
Aqui estão algumas razões pelas quais a massa atômica é importante:
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Cálculos estequiométricos: usados para determinar as relações quantitativas entre reagentes e produtos em uma reação química.
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Composição dos compostos: permite determinar a composição dos compostos químicos. Conhecendo as massas atômicas dos elementos presentes em um composto, é possível calcular a proporção em que eles se combinam.
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Determinando Fórmulas Moleculares: Ao comparar as massas relativas dos elementos em um composto, você pode deduzir a proporção de átomos e escrever a fórmula molecular correspondente.
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Estequiometria de gás: No estudo de gases, a massa atômica é usada para realizar cálculos de volume e massa sob condições específicas, como a lei do gás ideal. Permite relacionar a massa e o volume dos gases com a sua massa molar e volume molar.
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Análise química: com ela é possível determinar a quantidade de uma substância presente em uma amostra. A relação entre a massa de uma substância e a quantidade de substância é baseada na massa atômica.