Massa atómica: diferenças entre revisões
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[[Ficheiro:Stylised Lithium Atom.svg|right |thumb|200px|Representação de um átomo de [[lítio]]-7 em seu estado fundamental: 3 prótons, 4 nêutrons e 3 elétrons. Os elétrons representados estão fora de escala, possuindo um tamanho aproximado de 1/1800 de um próton/nêutron).]]
{{PEPB|Massa atómica|massa atômica}} é a [[
== Massa Atómica Relativa ==
{{quote1|A massa atómica de um elemento químico é a média das massas atómicas dos isótopos desse elemento químico, ponderada pela ocorrência dos variados isótopos.}}
<center><math> m.a. = \frac{ \sum (\mathrm{%\ de\ ocorr\hat encia} \times \text{massa atomica})}{100}</math></center>
Por exemplo há dois isótopos conhecidos do Cloro, sendo eles o Cloro-35 e o Cloro-37. O primeiro, com massa atómica de 34,9689 u tem uma ocorrência na natureza em torno de 75,77%, enquanto que o outro isótopo, de massa 36,96590 u, tem uma ocorrência de 24,23%. Dito de outra forma, qualquer amostra de átomos de Cloro será átomos de Cloro-37. Sendo assim, a massa atómica do elemento Cloro é
<center><math>m.a._{Cl} = \frac{(75,77 \times 34,9689 u) + (24,23 \times 36,96590 u)} {100}= 35,45 u</math></center>
Conforme exposto acima, levando em consideração a ocorrência na natureza, sabe-se que a massa atómica do elemento Cloro é de 35,45 u.
Pela definição de "u" (unidade de massa atómica) corresponde a 1/12 da massa do [[Carbono-12]]. Como a massa atómica é expressa em "u", ela indica quantas vezes a massa de um átomo é maior que 1/12 da massa de Carbono-12.
Por exemplo referir que a massa atómica de um dado isótopo do flúor é 19 [[unidade de massa atómica|u]], indica que o isótopo em questão é 19 vezes "mais pesado" que 1/12 da massa do [[carbono-12]].
== Massa Molecular ==
Uma definição semelhante aplica-se às [[molécula]]s - sendo então chamada [[massa molecular]] de uma [[substância]], expressa em "u".
A massa da molécula de uma dada substância é calculada pela soma das massas atómicas de todos os seus átomos constituintes. Esta técnica deixa de lado apenas a [[energia de ligação]] química, que geralmente é negligenciável.
Por exemplo, a molécula de [[metano]] é composta por 1 átomo de [[carbono]] e 4 átomos de [[hidrogénio]]. Sabendo que a massa atómica do hidrogénio é aproximadamente 1 u e a do carbono aproximadamente 12 u, então a massa atómica da substância metano (massa de uma molécula de metano) é calculada da seguinte forma:
<math>(4 \times 1 u) + (1 \times 12 u) = 16 u</math>
== Desenvolvimento histórico do termo ==
A noção de massa atómica foi referida pela primeira vez por [[Dalton]], em sequência da [[teoria atómica]] que desenvolveu. Como Dalton não tinha forma de calcular a massa de um átomo tinha de relacionar a massa de átomos de diferentes elementos entre si. Para tal era necessário escolher os átomos de um elemento específico como referência. Dalton escolheu como elemento referência o hidrogénio.
Dalton efetuou cálculos de massa atómica para vários elementos, tendo com ponto de referência a massa do hidrogénio, que ele estabeleceu ser a unidade (1). No entanto estes cálculos eram empíricos, baseados exclusivamente na [[fórmula química]] das substâncias, mas não em experiências concretas. Este facto levou à conclusões erradas. Por exemplo. Dalton considerava que uma molécula de [[água]] era constituída por um átomo de hidrogénio e um átomo de oxigénio (HO). Considerando a massa atómica do hidrogénio(H) igual a 1, a massa do oxigénio(O) seria 8. No entanto a massa atómica relativa do oxigénio é 16 (porque uma molécula de água possui 2 átomos de hidrogénio e 1 de oxigénio).
No início do [[século XIX]] o químico sueco [[Jöns Jacob Berzelius|Berzellius]] efetuou várias experiências para determinar a massa atómica dos elementos conhecidos na época. Berzellius utilizou como elemento de comparação a massa atómica do Oxigénio, que igualou a 100 e em 1828 publicou uma tabela que apresentava a massa atómica de vários [[elemento químico|elementos químicos]]. Em 1865 o químico belga J. S. Stas apresentou uma tabela de massas atómicas mais actualizada, utilizando como comparação o elemento oxigénio, que igualou a 16.
Mais tarde passaram a existir dois elementos referência para a determinação da massa atômica dos elementos, o oxigénio (igualado a 16 unidades) e o carbono (igualado a 12 unidades). Este fato causou considerável confusão. Em 1961 foi universalmente aceito o carbono (igualado a 12 unidades).
== {{Ver também}} ==
* [[Unidade de massa atómica]]
* [[massa molecular]] de uma substância;
* [[massa molar]] de uma substância;
* [[massa]]
{{Referências}}
*{{Citar livro|url= |autor=Asimov, Isaac |coautor= |título=Átomo |subtítulo= |idioma= |edição= |local=Lisboa |editora=Campos das Letras |ano=2004 |página= |páginas= |isbn= |acessodata= }}
*{{Citar livro|autor=Pauling, Linus |título=General Chemistry |subtítulo= |idioma= |edição= |local=New York |editora=Dover Publications |ano=1988 |páginas= |volumes= |isbn= }}
*{{Citar livro|autor=Fonseca, MRM |título=Química Integral |subtítulo= |idioma= |edição= |local=São Paulo |editora=FTD |ano=2004 |páginas= |volumes= |isbn= }}
== {{Ligações externas}} ==
* {{Link||2=http://physics.nist.gov/cgi-bin/Compositions/stand_alone.pl?ele=&ascii=html&isotype=some |3=Massas atômicas de todos os isótopos}}
* {{Link||2=http://www.iupac.org/goldbook/A00496.pdf |3=IUPAC goldbook definição de massa atômica}}
{{Portal3|Química}}
{{DEFAULTSORT:Massa Atomica}}
[[Categoria:Estrutura atômica]]
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