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.

Figure \(\PageIndex{1}\): determinando massas atómicas relativas usando um espectrómetro de massa. O cloro consiste em dois isótopos, \(^{35}Cl\) e \(^{37}Cl\), em aproximadamente uma razão de 3:1. (a) When a sample of elemental chlorine is injected into the mass spectrometer, electrical energy is used to dissociate the Cl2 molecules into chlorine atoms and convert the chlorine atoms to Cl+ ions. Os íons são então acelerados para um campo magnético. A medida em que os íons são desviados pelo campo magnético depende de suas relações de massa-carga relativas. Note que os 35Cl + ions mais leves são desviados mais do que os 37Cl+ ions mais pesados. Medindo as deflexões relativas dos íons, os químicos podem determinar as suas relações massa-carga e, portanto, as suas massas. b) cada pico do espectro de massa corresponde a um ião com uma relação massa-carga específica. A abundância dos dois isótopos pode ser determinada a partir das alturas dos picos.

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

\

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.

exemplo \(\PageIndex{1}\)

bromo de ocorrência natural consiste nos dois isótopos listados na tabela seguinte:

Isotope Exact Mass (amu) Percent Abundance (%)
79Br 78.9183 50.69
81Br 80.9163 49.31

Calculate the atomic mass of bromine.

Given: massa exata e abundância percentual

pediu: massa atômica

estratégia:

  1. converta a percentagem de Abundância à forma decimal para obter a fração de massa de cada isótopo.multiplicar a massa exacta de cada isótopo pela fracção de massa correspondente (percentagem de abundância: 100) para obter a massa ponderada.
  2. adicione as massas ponderadas para obter a massa atómica do elemento.verifique se a sua resposta faz sentido.

solução:

A massa atómica é a média ponderada das massas dos isótopos. Em geral, podemos escrever

massa atômica do elemento = + + …

bromo tem apenas dois isótopos. Converter a percentagem de abundâncias para massa frações dá

\
\

B Multiplicando-se a massa exacta de cada isótopo pelo correspondente fração de massa dá o isótopo do pesagem:

\(\rm^{79}Br: 79.9183 \;amu \vezes 0.5069 = 40.00\; amu\)

\(\rm^{81}Br: 80.9163 \;amu \vezes 0.4931 = 39.90 \;amu\)

C A soma ponderada de massas é a massa atômica de bromo é

40.00 amu + 39.90 amu = 79.90 amu

D Este valor está a meio caminho entre as massas dos dois isótopos, o que é esperado porque a abundância percentual de cada um é de aproximadamente 50%.

Exercício de \(\PageIndex{1}\)

o Magnésio tem três isótopos listados na tabela a seguir:

Isótopo Exata de Massa (amu) por Cento Abundância (%)
24Mg 23.98504 78.70
25Mg 24.98584 10.13
26Mg 25.98259 11.17

Use these data to calculate the atomic mass of magnesium.

Answer: 24.31 amu

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