Massa Atômica de um Átomo


Ao subirmos numa balança, vemos o nosso peso, certo? Pelo menos, é dessa maneira que a maioria das pessoas caracteriza esse fato. Mas, na verdade, o que se mede é a nossa massa. Toda a medida de uma grandeza é feita por meio de comparação com uma unidade padrão – quando se fala em peso, por exemplo, trata-se do quilograma. Então, quando o ponteiro da balança aponta 80 kg, isso significa que a sua massa corresponde a 80 vezes à massa padrão (quilograma).

O átomo (menor partícula capaz de identificar um elemento químico), porém, não pode ter sua massa medida dessa maneira. Assim, ela é medida em unidades de massa atômica (u), sendo que 1 u é igual a 1/12 da massa de um átomo (isótopo natural abundante, que tem seis prótons e seis nêutrons, ou seja, um total de número de massa igual a 12). 1 u (unidade da massa atômica) equivale a 1,66.10-24 g, correspondente à massa aproximada de um próton ou nêutron.

Massa Atômica

Em meados de 1961, durante uma convenção da União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC) realizada há mais de 50 anos, adotou-se como unidade padrão para massa atômica o equivalente a 1/12 da massa do carbono 12.

Para simplificar: a massa de um átomo, medida em unidades de massa atômica, corresponde a quantas vezes esse átomo é mais pesado do que 1/12 do isótopo 12 do elemento padrão. Por exemplo, se falamos que a massa atômica de um átomo do sódio (Na) é igual a 23 u, queremos dizer que um átomo de sódio é 23 vezes maior que a massa de 1/12 da massa do carbono 12. Quando dizemos que um átomo de enxofre tem massa 32, significa que sua massa é 32 vezes maior que 1/12 da massa do elemento padrão.

Em laboratórios ou indústrias químicas, é essencial saber a quantidade de substâncias envolvidas nas diversas reações.

Como medir a massa atômica e encontrá-la na Tabela Periódica

Atualmente, a massa atômica de um átomo é normalmente medida com o aparelho chamado espectrômetro de massa. Esse item indica a massa de um isótopo com exatidão de seis casas decimais.

Já na Tabela Periódica, abaixo do símbolo de cada elemento químico, podemos encontrar suas respectivas massas atômicas. Vale ressaltar, porém, que esses valores não são a massa atômica de um único átomo, mas sim a do elemento.

Isso acontece porque a grande maioria desses elementos é formada por inúmeros isótopos (átomos que possuem a mesma quantidade de prótons no núcleo, mas números de massa distintos (A) porque os volumes de nêutrons são diferentes.

Os únicos constituídos por só um isótopo e que possuem a massa atômica igual à massa atômica de um único átomo são: 9 Be, 19 F, 23 Na, 27 Al, 31 P, 45 Sc, 55 Mn, 59 Co, 75 As, 89 Y, 93 Nb, 103 Rh, 127 I, 133 Cs, 141 Pr, 159 Tb, 165 Ho, 169 Tm, 197 Au e 209 Bi.

Portanto, para determinar a massa atômica de um elemento químico, é preciso considerar a média estimada de seus isótopos. O boro (B), por exemplo, tem dois isótopos naturais: o 10B, cuja massa atômica arredondada é 10 u (igual ao número de massa); e o 11B, em que esse valor é 11 u. A abundância de ambos na natureza, no entanto, é diferente. Enquanto a ocorrência do 10B é de aproximadamente 20%, a do 11B é de 80%. Dessa forma, a massa atômica desse elemento químico – que é de é 10,8 u, conforme aparece na Tabela Periódica – é dada pela média proporcional dos dois isótopos em relação à sua abundância.

A história da massa atômica desmembrada

– O termo surgiu com o químico britânico John Dalton, no início do século 19, em sequência do lançamento de seu modelo atômico. Como ele não tinha formas de calcular a massa dos átomos, acabou relacionando diversos elementos entre si. Para isso, Dalton precisou escolher, como referência, os átomos de um só elemento químico – que no caso, foi o hidrogênio.

– Dalton fez cálculos de massa atômica para diferentes elementos, mas de maneira empírica. Ou seja, ele se baseou na fórmula química dessas substâncias, e não em experiências reais, sólidas. Isso o levou a chegar em conclusões equivocadas.

– Já no ano de 1828, o químico sueco Jöns Jacob Berzelius – a partir de experiências que determinaram a massa atômica de alguns elementos químicos que eram explorados na época – esquematizou numa tabela as massas atômicas de vários deles. 37 anos depois, o químico belga Jean Stas criou uma mais atualizada. Ambos usaram como elemento de comparação a massa atômica do Oxigênio (Berzelius igualou a 100, enquanto Stas a 16).

– Alguns anos depois, dois elementos se tornaram referência para esse tipo de cálculo: o oxigênio (igual a 16 unidades) e o carbono (igualado a 12). Mas em 1961, como citado anteriormente, o segundo elemento foi universalmente estabelecido como referência.