Estequiometria - Massa atômica, molar e molecular

 


Massa Atômica

A massa de um átomo depende do número de elétrons, prótons e nêutrons que o constituem. O conhecimento da massa atômica é de extrema importância no trabalho laboratorial. Mas os átomos são partículas extremamente pequenas - mesmo o menor grão de poeira que a nossa vista possa detectar contém cerca de 1 x 1016 átomos! Na prática, é impossível pesar um único átomo, porém, podemos determinar experimentalmente a relação de massa entre dois átomos. O primeiro passo é atribuir um valor de massa a um átomo de determinado elemento e considerá-la massa-padrão.

De acordo com uma convenção internacional, massa atômica (às vezes chamada de peso atômico) é a massa de um átomo em unidades de massa atômica (u). Uma unidade de massa atômica é definida como a massa igual a exatamente 1/12 da massa de um átomo de carbono-12. O carbono-12 é o isótopo do carbono constituído por seis prótons e seis nêutrons. Por convenção, estabeleceu-se que a massa atômica do carbono-12 é igual a 12 u, e é o padrão para a medida de massas atômicas de outros elementos. Experimentalmente, verifica-se que, em média, um átomo de hidrogênio contém apenas 8,400% da massa do carbono- 12. Assim, se considerarmos que a massa de um átomo de carbono-12 é igual a exatamente 12 u, a massa do hidrogênio será 0,084 x 12,00 u, ou seja, igual a 1,008 u. Cálculos análogos mostram que as massas atômicas do oxigênio e do ferro são, respectivamente, iguais a 16,00 u e 55,85 u. Embora não tenhamos conhecimento de qual é a massa atômica média do ferro, sabemos que é 56 vezes superior à massa do hidrogênio.


Massa Atômica Média

Ao consultarmos a tabela de massas atômicas, como a que é apresentada logo no início deste livro, verificamos que o valor da massa atômica do carbono é 12,01 u e não 12,00 u (Figura 1). Essa diferença pode ser explicada pelo fato de que a maior parte dos elementos (incluindo o carbono) existentes na natureza possui mais de um isótopo. Por essa razão, quando se determina a massa atômica de um elemento, geralmente indica-se o valor da massa média da mistura natural de seus isótopos. Por exemplo, as abundâncias naturais do carbono-l2 e carbono-13 são, respectivamente. 98,90% e 1,10%. A massa atômica do carbono-13, determinada experimentalmente é 13,00335 u.

 


    Figura 1. Massa atômica média do carbono.


Na verdade, a massa atômica média do carbono pode ser calculada pela expressão:


massa atômica do

carbono natural = (0,9890).(12,00000 u) + (0,0110).(13,00335 u) = 12,01 u


Se fosse possível medir a massa de um único átomo de carbono, o valor encontrado seria 12,00000 u ou 13.00335 u, mas nunca igual a 12,01 u.

As massas atômicas de muitos elementos têm sido determinadas com exatidão até cinco ou seis algarismos significativos. Contudo, utilizaremos aqui massas atômicas com quatro algarismos significativos.


Número de Avogadro e Massa Molar de um Elemento

As unidades de massa atômica fornecem uma escala relativa para as massas dos elementos. Os átomos possuem massas muito pequenas e não existe balança que permita pesá-los diretamente em unidades de massa atômica. Como em situações concretas trabalhamos com amostras macroscópicas constituídas por enorme número de átomos, é conveniente utilizar uma unidade especial que possibilite descrevê-los. A idéia de usar uma unidade para representar um grande número de objetos não é nova. Por exemplo, um par (dois itens), uma dúzia (12 itens) e uma grosa (144 itens) são unidades familiares. Para os químicos, os átomos e moléculas são medidos em mols.

No sistema SI,o mol a quantidade de substância que contém tantas entidades elementares (átomos, moléculas ou outras partículas) quantas existem em, exatamente 12 g (ou 0,012 kg) do isótopo carbono-12. O número de átomos existente em 12 g de carbono-12 foi determinado experimentalmente e denomina-se número de Avogadro (NA). em honra ao cientista italiano Amedeo Avogadro. O valor, atualmente aceito, para esse número é:


NA = 6.0221367 x 1023

 


Geralmente, arredondamos o número de Avogadro para 6,022 x1023. Dessa forma. 1

mol de átomos de hidrogênio contém 6,022 x 1023 átomos de hidrogênio, assim como

uma dúzia de laranjas contém 12 laranjas. A Figura 2 apresenta amostras contendo 1

mol de vários elementos comuns.

 


Figura 2. Um mol de cada um dos seguintes elementos comuns: carbono (carvão em pó), enxofre (pó amarelo), ferro (pregos), cobre (fios) e mercúrio (metal líquido prateado).


Vimos que 1 mol de átomos de carbono-12 tem massa igual a exatamente 12 g e contém 6,022 x 1023 átomos. Essa massa do carbono-12 denomina-se massa molar (M), a qual é definida como a massa (em gramas ou quilogramas) de 1 mol de unidades (tais como átomos ou moléculas) de uma substância. Observe que a massa molar do carbono-12 (em gramas) é numericamente igual à sua massa atômica expressa em u. Do mesmo modo, a massa atômica do sódio (Na) é 22,99 u e a sua massa molar é 22,99 g; a massa atômica do fósforo é 30,97 u e a sua massa molar é 30.97 g e assim por diante. Se soubermos a massa atômica de um elemento, saberemos também a sua massa molar.

Usando a massa atômica e a massa molar, podemos calcular a massa em gramas de um único átomo de carbono-12. Para tanto, precisamos fazer as conversões corretas entre massas atômica, massa molar e o número de Avogadro. Tais conversões podem facilmente serem realizadas seguindo um modelo descrito na Figura 3:

 


Figura 3. Relação entre massa (m em gramas) de um elemento e seu número de mols (n), e entre o número de mols de um elemento e seu número de átomos (N). M representa a massa molar (g/mol) no elemento e NA o número de Avogadro.


Massa molecular

Se conhecermos as massas atômicas dos átomos constituintes de uma molécula, podemos calcular a massa dessa molécula. A massa molecular (às vezes chamada de peso molecular) é a soma das massas atômicas (em u) dos átomos da molécula. Por exemplo, a massa molecular da água (H2O) é:


2.(massa atômica do H) + massa atômica do O

2.(1,008 u ) + 16,00 u = 18,02 u


Temos de multiplicar a massa atômica de cada elemento pelo número de átomos desse elemento presente na molécula e, depois, somar as contribuições de todos os elementos.

Conhecendo a massa molecular, podemos determinar a massa molar de uma molécula ou composto. A massa molar (em gramas) é numericamente igual à massa molecular (em u). Por exemplo, a massa molecular da água é 18,02 u, logo a sua massa molar é 18,02 g. Note que 1 mol de água pesa 18,02 g  e contém 6,022 x 1023 moléculas de H2O, tal como 1 mol de carbono elementar contém 6,022 x 1023 átomos de carbono.

Uma vez que substâncias iônicas existem como redes tridimensionais de íons, não é apropriado falar de moléculas de NaCl, por exemplo. Em vez disso, falamos de fórmula unitária, representada pela fórmula química da substância. A fórmula unitária do NaCl compõe-se de um íon Na+ e um íon Cl-. Portanto, a massa molecular do NaCl é a massa de uma fórmula unitária:


MNaCl= 23,0 u + 35,5 u = 58,5 u


Referências:

BROWN, T.L., LEMAY, H. E., BURSTEN, B. E. - Química, A Ciência Central, 9ª Edição; São Paulo : Pearson Prentice Hall, 2005.

CHANG, Raymond - Química Geral - Conceitos Essenciais, 4 ed. ; São Paulo : McGraw-Hill, 2006


 

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