Texto: Constituição da Matéria Parte II (Massa Atômica, Molecular e Molar)

Constituição da Matéria Parte II (Massa Atômica, Molecular e Molar)

Neste módulo, vamos aprofundar os nossos conhecimentos em massa atômica (MA). Como veremos, esta importante grandeza física nos permite determinar a quantidade de substâncias químicas envolvidas em uma determinada reação. Mas, como medir a massa de um átomo?

 

Massa Atômica de um Átomo

Para medir a massa de um átomo, os químicos adotaram como padrão de medida a massa da 12ª parte do carbono 12 (6C12). Esse padrão é denominado unidade massa atômica (representado pela letra u).

 

Massa do Carbono 12 (6C12)

 

Unidade de Massa Atômica  (1u)

 

 

A unidade de massa atômica (u) é 1/12 da massa do carbono 12

 

Saiba Mais!

Uma unidade de massa atômica é igual a . Experimentalmente, podemos medir a massa de vários átomos usando um aparelho denominado espectrômetro de massa. 

 

Atenção!

É muito comum confundirmos peso com massa. Às vezes ouvimos pessoas dizendo, por exemplo, que “um átomo é mais pesado que o outro”. Essa frase, no entanto, não está correta; o certo seria dizer que “um átomo possui mais massa que o outro”.

 

Mas, qual é a diferença? 

 

Peso é uma grandeza vetorial, uma força que relaciona massa e gravidade.  Massa é uma grandeza escalar que pode ser medida em gramas, quilogramas, toneladas etc. A massa não depende da gravidade. Em outras palavras, o peso tem relação com a gravidade do planeta. Na Lua, por exemplo, uma pessoa possui o peso bem menor que na Terra, pois a gravidade da Lua é menor que a gravidade da Terra. No entanto, a massa desse corpo é a mesma, independe do lugar.

 

Por conseguinte, a massa de um átomo (massa atômica) indica quantas vezes o átomo possui maior massa que 1/12 do carbono 12(1u). Por exemplo, se a massa atômica do sódio é 23u, isso significa que um átomo de sódio possui 23 vezes mais massa que uma unidade de massa atômica (1u).

 

Semelhanças Atômicas

 

Isótopos

Isótopos são átomos com mesmo número de prótons (Z) e diferente número de massa (A). Consequentemente, também é diferente o número de nêutrons. 

Exemplos (considerando a notação zXA):

 

  • 1H1, 1H2, 1H3; e
 
  • 8O16, 8O17e 8O18

 

Isóbaros

Isóbaros são átomos com mesmo número de massa (A) e diferente número de prótons (Z). Consequentemente, também é diferente o número de nêutrons. 

 

Exemplos:

 

  • 6C14   7N14; e
 
  • 18Ar40 e 20Ca40

 

Isótonos

Isótonos são átomos com mesmo número de nêutrons e diferente número de prótons (Z) e número de massa (A). 

 

Exemplos: 

 

  • 1H3 e 2He4; e
 
  • 11Na23  e 12Mg24

 

Isoeletrônicos

Isoeletrônicos são átomos com o mesmo número de elétrons.  

 

Exemplos (considerando a notação zXc, onde c é a carga elétrica): 

 

  • 10Ne e 11Na+1: cada átomo possui 10 elétrons, pois o neônio (Ne) está no estado fundamental  e o sódio (Na) é um cátion (logo, ele perde um elétron); e
 
  • 2He, 3Li+, 4Be2+ e 1H-: cada átomo possui 2 elétrons, pois o hélio (He) está no estado fundamental, o lítio (Li) e o berílio (Be) são cátions e o hidrogênio (H) é um ânion (logo, ele ganha um elétron).

 

Massa Atômica de um Elemento

Observe como o elemento cloro (Cl) aparece na tabela periódica:

 

 

É possível ver que o cloro possui número atômico igual a 17 e massa igual a aproximadamente 35,5. Se observarmos outros elementos, veremos que vários deles também possuem número de massa com algumas casas decimais. Mas, por que isso acontece se o número de prótons e nêutrons em cada átomo é sempre um número inteiro? O número de massa não é simplesmente a soma dos prótons e nêutrons?

 

Na verdade, não é tão simples assim. A maioria dos elementos se apresenta na natureza na forma de dois ou mais isótopos. Assim sendo, o valor da massa atômica de cada elemento na tabela periódica é a média ponderada das massas atômicas dos seus isótopos. 

 

Vejamos o exemplo do elemento cloro (com valores aproximados):

 

 

 

Quando um elemento é formado por um único isótopo, sua massa atômica (MA) é praticamente igual ao número de massa do elemento. 

 

Saiba Mais!

Onde encontramos o número de massa atômica?

Esse número é fornecido pela tabela periódica. Fique de olho na legenda da tabela periódica que está a sua disposição, pois cada tabela periódica possui uma legenda específica.

 

Massa Molecular (MM)

Da mesma maneira que podemos medir a massa de átomos e elementos, também podemos medir a massa de moléculas. A massa molecular indica quantas vezes a molécula possui mais massa que 1/12 do carbono 12 (1u). A massa das moléculas é numericamente igual à soma das massas dos átomos que a constituem.

 

Para a molécula da água (H2O), por exemplo, temos dois átomos de hidrogênio (MAH = 1u) e um átomo de oxigênio (MAO = 16u). Assim, a massa molecular da água (MMH20) é:

 

 

Portanto, uma molécula de água possui 18 vezes mais massa que uma unidade de massa atômica (1u). 

 

Mol

Mol é a unidade que utilizamos para medir a quantidade de matéria. Um mol é um conjunto formado por

 entidades elementares.

Essas entidades podem ser átomos, íons, moléculas etc., dependendo do caso em questão. Assim, um mol de moléculas de água representa

moléculas de água; um mol de átomos de cloro representa 

átomos de cloro; e um mol de elétrons representa

elétrons. A quantidade

é chamada de constante de Avogadro.

 

 

Você Sabia?

Para entender melhor o conceito de mol, podemos compará-lo ao conceito de dúzia. Assim, como uma dúzia representa 12 entidades, um mol representa

entidades .

 

Amedeo Avogadro

 

 

Saiba Mais!

Tecnicamente, um mol é definido como um conjunto com tantas entidades elementares quantos são os átomos contidos em 0,012kg (12g) de carbono 12.

 

Massa Molar (M)

A massa molar de um elemento é a massa em gramas de

átomos desse elemento, sendo numericamente igual a sua massa atômica. Por exemplo, a massa atômica do Cálcio é 40u, portanto a sua massa molar é  40g / mol ou

 

A massa molar de uma substância é a massa em gramas de

moléculas dessa substância, sendo numericamente igual a sua massa molecular. Por exemplo, a massa molecular da água é 18u (como vimos acima), portanto a sua massa molar é 18g / mol ou

 

Quantidade de Matéria (Número de Mol)

O número de mol de uma determinada massa de um elemento ou substância pode ser determinado pela seguinte equação:

onde n é o número de mol, m é a massa e M é a massa molar. Também é possível determinar a massa do elemento através de uma regra de três.

 

Exemplo: 

 

Em uma amostra de ácido foi encontrado 182,5 g de ácido clorídrico (HCl). Qual é o número de mols de ácido clorídrico nessa amostra?

Primeiramente, precisamos determinar a massa molecular do HCl (MMHCl). Vejamos:

 

 

Agora fazemos a regra de três:

 

 

X = 5 mol de ácido clorídrico

 

É interessante observar que, conhecendo o número de mols de uma amostra, podemos também determinar o número de partículas (moléculas, íons, átomos, elétrons etc.) existentes nessa amostra.

 

Referências

ATKINS, P.W.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3.ed. Porto Alegre: Bookman, 2006.

FELTRE, R. Química. 4ª ed. Vol.1, 2, 3. São Paulo: Moderna, 1994.

USBERCO, J.; SALVADOR, E.  Química.  7ªed. Vol único. São Paulo: Saraiva, 2006. 

 

 

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