2.6: Massa Atómica

Os átomos — e os protões, neutrões, e eletrões que os compõem — são extremamente pequenos. Por exemplo, um átomo de carbono pesa menos de 2 × 10⁻²³ g. Ao descrever as propriedades de pequenos objetos, como átomos, usamos unidades de medida adequadamente pequenas, como a unidade de massa atómica (amu). A amu foi originalmente definida com base no hidrogénio, o elemento mais leve, depois mais tarde em termos de oxigénio. Desde 1961, tem sido definida em relação ao isótopo mais abundante de carbono, cujos átomos têm massas de exatamente 12 amu. Assim, uma amu é exatamente ¹/₁₂ da massa de um átomo de carbono-12: 1 amu = 1,6605 × 10⁻²⁴ g. O Dalton (Da) e a unidade de massa atómica unificada (u) são unidades alternativas que são equivalentes à amu. 

Como cada protão e cada neutrão contribuem aproximadamente uma amu para a massa de um átomo, e cada eletrão contribui muito menos, a massa atómica de um único átomo é aproximadamente igual ao seu número de massa (uma soma de número inteiro de protões e neutrões no átomo). Por exemplo, o número de massa de um único átomo de azoto é de 14 (7 protões e 7 neutrões). No entanto, as massas médias de átomos da maioria dos elementos não são números inteiros porque a maioria dos elementos existem naturalmente como misturas de dois ou mais isótopos. Isótopos são átomos do mesmo elemento com o mesmo número de protões, mas um número diferente de neutrões. A massa de um elemento apresentada em uma tabela periódica ou listada em uma tabela de massas atómicas é uma massa média ponderada de todos os isótopos presentes em uma amostra natural desse elemento. A massa média é igual à soma da massa de cada isótopo individual multiplicada pela sua abundância fracionária.

Por exemplo, o elemento cloro (número atómico 17) é composto por dois isótopos: ³⁵Cl e cloro ³⁷Cl. Cerca de 75,78% de todos os átomos de cloro são ³⁵Cl com uma massa de 34,969 amu, e os restantes 24,22% são ³⁷Cl com uma massa de 36,966 amu. Calcula-se que a massa atómica média para o cloro seja:

É importante perceber que nenhum átomo de cloro pesa exatamente 35,45 amu; este valor é a massa média de todos os átomos de cloro, e átomos de cloro individuais pesam aproximadamente 35 amu ou 37 amu. Além disso, como o cloro que ocorre naturalmente contém mais átomos ³⁵Cl do que átomos ³⁷Cl, a massa média ponderada de cloro está mais próxima de 35 amu do que de 37 amu.

A ocorrência e a abundância natural de isótopos podem ser determinadas experimentalmente usando um instrumento chamado espectrómetro de massa. A espectrometria de massa (MS) é amplamente utilizada em química, medicina forense, ciências ambientais, e muitos outros campos para analisar e ajudar a identificar as substâncias em uma amostra de material. Em um espectrómetro de massa típico, a amostra é vaporizada e exposta a um feixe de eletrões de alta energia que faz com que os átomos ou moléculas da amostra se tornem eletricamente carregados, perdendo normalmente um ou mais eletrões. Estes catiões passam então através de um campo magnético variável que deflecta o caminho de cada catião até à extensão que depende tanto da sua massa como da sua carga. Por fim, os iões são detectados, e um gráfico do número relativo de iões gerados versus suas relações massa-carga, um espectro de massa, é criado. A altura de cada característica vertical ou pico em um espectro de massa é proporcional à fração de catiões com a relação massa-carga especificada. Desde sua primeira utilização durante o desenvolvimento da teoria atómica moderna, a MS evoluiu para se tornar uma ferramenta poderosa para análise química em uma ampla gama de aplicações.

Texto adaptado de Openstax Chemistry 2e, Section 2.3: Atomic Structure and Symbolism.

A massa de um único átomo é muito pequena, por isso não é prático medir a massa em gramas ou quilos. A massa dos átomos e das moléculas é medidas em unidades denominadas de Dalton, abreviada para Da, ou em unidades de massa atómica, abreviada para amu ou às vezes apenas u. A massa de um átomo em amu é aproximadamente igual à soma do número de prótons e do número de nêutrons;contudo, a maioria dos elementos tem vários isótopos que ocorrem naturalmente.

Cada um destes isótopos tem um número diferente de nêutrons e, portanto, uma massa diferente. Para cada elemento, a sua massa média é calculada através da soma das massas dos isótopos do elemento, cada um multiplicado pela sua abundância fracionária natural na Terra. A massa e a abundância relativa dos vários isótopos de um elemento podem ser determinadas utilizando a espectrometria de massa.

Os isótopos são separados por massa, e o espectro de massa de uma amostra mostra a abundância relativa dos isótopos. Estes valores são utilizados para calcular a massa atômica média que aparece na tabela periódica. O espectro de massa de uma amostra representativa de boro mostra que 19, 9%desta amostra é boro-10 com uma massa de 10, 0129 Daltons.

O resto é boro-11 com uma massa de 11, 0093 Daltons. Cada uma das massas de boro-10 e boro-11 é multiplicada pela sua abundância fracionária, 19, 9 por 100 para o boro-10 e 80, 1 por 100, o restante, para o boro-11. Depois estes valores são somados para descobrir a massa atómica média do boro.