O massa atômica é a quantidade de matéria presente em um átomo, que pode ser expressa em unidades físicas comuns ou em unidades de massa atômica (uma ou u). Um átomo está vazio na maior parte de sua estrutura; elétrons que são difundidos em regiões chamadas orbitais, onde há uma certa probabilidade de encontrá-los, e seus núcleos.
Prótons e nêutrons são encontrados no núcleo do átomo; o primeiro com cargas positivas, enquanto o último com cargas neutras. Essas duas partículas subatômicas têm uma massa muito maior do que a do elétron; Portanto, a massa de um átomo é governada por seu núcleo e não pelo vácuo nem pelos elétrons.
A massa de um elétron é de aproximadamente 9,110-31 kg, enquanto o 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 freqüentemente 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..
Havendo muito "vácuo" nos átomos, e como sua massa é quase inteiramente uma função do núcleo, é de se esperar que este seja extraordinariamente denso..
Se removermos esse 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; estes são, os isótopos. Como existem isótopos mais abundantes 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.
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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 adimensional no canto superior esquerdo na notação usada para nuclídeos. Por exemplo, para o elemento quinzeX 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, cuja soma 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 9Ser).
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, u ou 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 um amu representa? Deve haver uma referência que permita o estabelecimento de relações de massa. Para isso, o átomo foi usado como referência 12C, 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.
Supõe-se 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; isto é, a massa de um próton ou nêutron.
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 tão pequenas, sua massa, expressa em gramas, deve ser igualmente pequena. Na verdade, 1 amu é igual 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 para quinzex e 9Seja, 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 são transformadas em suas respectivas massas molares: 15 g / mol e 9 g / mol (introduzindo os conceitos de moles e número de Avogadro ).
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 nas quantidades de nêutrons que 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 9Seja, com traços de 10Ser. No entanto, este exemplo não é muito útil para entender o conceito de massa atômica média; precisamos de um com mais isótopos.
Suponha que o elemento exista 88J, sendo este o isótopo principal de J com abundância de 60%. J também tem dois outros isótopos: 86J, com abundância de 20%, e 90J, com abundância também de 20%. Isso significa que dos 100 átomos J que coletamos na Terra, 60 deles são 88J, e os 40 restantes uma mistura de 86J e 90J.
Cada um dos três isótopos de J tem sua própria massa atômica; ou seja, 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, pois pode haver outras regiões do Universo onde a abundância de 86J é 56% e não 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.
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 / am)
= 1.447956 10-22 g / átomo J
Isso significa que, em média, os átomos de J têm uma massa absoluta de 1,447956 · 10-22 g.
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 esses conceitos às vezes são mal interpretados como sinônimos, uma vez que são muito semelhantes e as diferenças entre eles são sutis. Mas a que essas massas são relativas? Em relação a um duodécimo da massa do 12C.
Assim, um elemento com uma massa atômica relativa de 77 significa que ele tem uma massa 77 vezes maior do que 1/12 do 12C.
Aqueles que examinaram os elementos da tabela periódica verão que suas massas são relativamente expressas. Eles não têm unidades de um, 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 do 12C, e que também pode ser expresso como 55,846 amu ou 55,846 g / mol.
Matematicamente, foi dado um exemplo de como calculá-lo com o exemplo do elemento J. Em termos gerais, deve-se 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), então essa média ponderada pode ser calculada..
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 este não é o caso na realidade: existem isótopos muito mais 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..
Para calcular a massa atômica média do carbono, precisamos de seus isótopos naturais com suas respectivas abundâncias. No caso do carbono, são: 12C (98,89%) e 13C (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 14C, quase não tem influência nesta média.
Todos os átomos de sódio terrestre consistem no isótopo 2,3Na, então sua abundância é de 100%. É por isso que em cálculos comuns sua massa pode ser considerada simplesmente 23 amu ou 23 g / mol. No entanto, sua massa exata é 22,98976928 amu.
Os três isótopos de oxigênio com suas respectivas abundâncias são: 16O (99,762%), 17O (0,038%) e 18O (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 na verdade 15,9994 amu.
Repetindo as mesmas etapas com o oxigênio que temos: 14N (99,634%) e quinzeN (0,366%). Então:
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 maior do que calculamos.
Os isótopos de cloro com suas respectivas abundâncias são: 35Cl (75,77%) e 37Cl (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).
E finalmente, será calculada a massa média de um elemento com muitos isótopos naturais: disprósio. Estes e com suas respectivas abundâncias são: 156Dy (0,06%), 158Dy (0,10%), 160Dy (2,34%), 161Dy (18,91%), 162Dy (25,51%), 163Dy (24,90%) e 164Dy (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 156Dy, 158Dy e 160Dy são poucos abundantes; enquanto aqueles que predominam são 162Dy, 163Dy e 164Dy.
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