2.4: Massa Atômica

> Média de Massa Atômica

Embora a massa do elétron, o próton e o nêutron são conhecidos para um alto grau de precisão (Tabela 2.3.1), a massa de um dado átomo não é simplesmente a soma das massas de seus elétrons, prótons e nêutrons. Por exemplo, a razão das massas de 1H (hidrogênio) e 2H (deutério) é na verdade 0,500384, ao invés de 0,49979 como previsto a partir dos números de nêutrons e prótons presentes. Embora a diferença de massa seja pequena, é extremamente importante porque é a fonte das enormes quantidades de energia libertadas nas reacções nucleares.

porque os átomos são muito pequenos para medir individualmente e não têm cargas, não há nenhuma maneira conveniente de medir com precisão massas atômicas absolutas. Os cientistas podem medir as massas atômicas relativas com muita precisão, no entanto, usando um instrumento chamado espectrômetro de massa. A técnica é conceitualmente similar à utilizada por Thomson para determinar a razão massa-carga do elétron. Em primeiro lugar, elétrons são removidos ou adicionados a átomos ou moléculas, produzindo partículas carregadas chamadas íons. Quando um campo elétrico é aplicado, os íons são acelerados em uma câmara separada onde são desviados de sua trajetória inicial por um campo magnético, como os elétrons no experimento de Thomson. A extensão da deflexão depende da razão massa-carga do íon. Ao medir a deflexão relativa de íons que têm a mesma carga, os cientistas podem determinar as suas massas relativas (figura \(\PageIndex{1}\)). Assim, não é possível calcular as massas atômicas absolutas com precisão simplesmente adicionando as massas dos elétrons, dos prótons, e dos nêutrons, e as massas atômicas absolutas não podem ser medidas, mas as massas relativas podem ser medidas com muita precisão. Na verdade, é bastante comum em Química encontrar uma quantidade cuja magnitude pode ser medida apenas em relação a alguma outra quantidade, em vez de absolutamente. Vamos encontrar muitos outros exemplos mais tarde neste texto. Em tais casos, os químicos geralmente definem um padrão atribuindo arbitrariamente um valor numérico a uma das quantidades, o que lhes permite calcular valores numéricos para o resto.

O padrão arbitrário que foi estabelecida para descrever a massa atômica é a massa atômica unidade (uma ou u), definido como um doze avos da massa de um átomo de 12C. Porque a massa de todos os outros átomos são calculados em relação ao 12C padrão, 12C é o único átomo listados na Tabela 2.3.2 cuja exata de massa atômica é igual ao número de massa. Experiências têm mostrado que 1 amu = 1.66 × 10-24 g.

de espectrometria de Massa experimentos dar um valor de 0.167842 para a razão entre a massa de 2H para a massa do 12C, de modo absoluto massa de 2H é

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As massas dos outros elementos são determinados de forma semelhante.

a tabela periódica lista as massas atômicas de todos os elementos. A comparação destes valores com os dados para alguns dos isótopos da tabela 2.3.2 revela que as massas atômicas dadas na tabela periódica nunca correspondem exatamente às de qualquer um dos isótopos. Como a maioria dos elementos existem como misturas de vários isótopos estáveis, a massa atômica de um elemento é definida como a média ponderada das massas dos isótopos. Por exemplo, o carbono natural é em grande parte uma mistura de dois isótopos: 98,89% 12C (massa = 12 amu por definição) e 1,11% 13C (massa = 13.003355 amu). A abundância percentual de 14C é tão baixa que pode ser ignorada neste cálculo. Calcula-se então a massa atómica média de carbono do seguinte modo::

\

O carbono é predominantemente de 12C, pelo que a sua massa atómica média deve estar próxima de 12 uam, o que está de acordo com este cálculo.

o valor de 12.01 é mostrado sob o símbolo de C na tabela periódica, embora sem a abreviatura amu, que é habitualmente omitida. Assim, a massa atômica tabulada de carbono ou qualquer outro elemento é a média ponderada das massas dos isótopos naturais.