Massa atômica - Atomic mass

Átomo estilizado de lítio -7: 3 prótons, 4 nêutrons e 3 elétrons (o total de elétrons é ~ 14300º da massa do núcleo). Tem uma massa de 7.016 Da. O lítio-6 raro (massa de 6,015 Da) possui apenas 3 nêutrons, reduzindo o peso atômico (médio) do lítio para 6,941.

A massa atômica ( m a ou m ) é a massa de um átomo . Embora a unidade SI de massa seja o quilograma (símbolo: kg), a massa atômica é frequentemente expressa na unidade não-SI unidade de massa atômica (amu) ou massa unificada (u) ou dalton (símbolo: Da), onde 1 amu ou 1 u ou 1 Da é definido como 112 da massa de um único átomo de carbono-12 , em repouso. Os prótons e nêutrons do núcleo respondem por quase toda a massa total dos átomos, com os elétrons e a energia de ligação nuclear fazendo pequenas contribuições. Assim, o valor numérico da massa atômica, quando expresso em daltons, tem quase o mesmo valor que o número da massa . A conversão entre a massa em quilogramas e a massa em daltons pode ser feita usando a constante de massa atômica .

A fórmula usada para conversão é:

onde é a constante de massa molar , é a constante de Avogadro e é a massa molar determinada experimentalmente de carbono-12.

A massa isotópica relativa (veja a seção abaixo) pode ser obtida dividindo a massa atômica m a de um isótopo pela constante de massa atômica m u produzindo um valor adimensional . Assim, a massa atômica de um átomo de carbono-12 é12 Da por definição, mas a massa isotópica relativa de um átomo de carbono-12 é simplesmente 12. A soma das massas isotópicas relativas de todos os átomos em uma molécula é a massa molecular relativa .

A massa atômica de um isótopo e a massa isotópica relativa referem-se a um certo isótopo específico de um elemento. Como as substâncias geralmente não são isotopicamente puras, é conveniente usar a massa atômica elementar, que é a massa atômica média ( média ) de um elemento, ponderada pela abundância dos isótopos. O peso atômico adimensional ( padrão) é a massa isotópica relativa média ponderada de uma mistura de isótopos (de ocorrência natural típica).

A massa atômica de átomos, íons ou núcleos atômicos é ligeiramente menor que a soma das massas de seus prótons, nêutrons e elétrons constituintes , devido à perda de massa de energia de ligação (por E = mc 2 ).

Massa isotópica relativa

A massa isotópica relativa (uma propriedade de um único átomo) não deve ser confundida com a quantidade média do peso atômico (veja acima), que é uma média de valores para muitos átomos em uma dada amostra de um elemento químico.

Enquanto a massa atômica é uma massa absoluta, a massa isotópica relativa é um número adimensional sem unidades. Esta perda de unidades resulta do uso de uma razão de escala em relação a um padrão de carbono-12, e a palavra "relativo" no termo "massa isotópica relativa" se refere a essa escala em relação ao carbono-12.

A massa isotópica relativa, então, é a massa de um determinado isótopo (especificamente, qualquer nuclídeo único ), quando este valor é escalado pela massa do carbono-12 , onde este último deve ser determinado experimentalmente. De forma equivalente, a massa isotópica relativa de um isótopo ou nuclídeo é a massa do isótopo em relação a 1/12 da massa de um átomo de carbono-12.

Por exemplo, a massa isotópica relativa de um átomo de carbono-12 é exatamente 12. Para comparação, a massa atômica de um átomo de carbono-12 é exatamente 12 daltons . Alternativamente, a massa atômica de um átomo de carbono-12 pode ser expressa em quaisquer outras unidades de massa: por exemplo, a massa atômica de um átomo de carbono-12 é1.992 646 879 92 (60) × 10 −26  kg .

Como é o caso da massa atômica relacionada quando expressa em daltons , os números de massa isotópica relativa de nuclídeos diferentes do carbono-12 não são números inteiros, mas estão sempre próximos dos números inteiros. Isso é discutido completamente a seguir.

Termos semelhantes para diferentes quantidades

A massa atômica ou massa isotópica relativa às vezes é confundida, ou incorretamente usada, como sinônimos de massa atômica relativa (também conhecida como peso atômico) ou o peso atômico padrão (uma variedade particular de peso atômico, no sentido de que é padronizado). No entanto, como observado na introdução, a massa atômica é uma massa absoluta, enquanto todos os outros termos são adimensionais. A massa atômica relativa e o peso atômico padrão representam termos para médias (ponderadas pela abundância) de massas atômicas relativas em amostras elementares, não para nuclídeos únicos. Como tal, a massa atômica relativa e o peso atômico padrão frequentemente diferem numericamente da massa isotópica relativa.

A massa atômica (massa isotópica relativa) é definida como a massa de um único átomo, que pode ser apenas um isótopo (nuclídeo) por vez, e não é uma média ponderada pela abundância, como no caso da massa atômica relativa / atômica peso. A massa atômica ou massa isotópica relativa de cada isótopo e nuclídeo de um elemento químico é, portanto, um número que pode, em princípio, ser medido com alta precisão, uma vez que se espera que cada espécime de tal nuclídeo seja exatamente idêntico a todos os outros espécimes, já que todos os átomos de um determinado tipo no mesmo estado de energia e todos os espécimes de um determinado nuclídeo devem ser exatamente idênticos em massa a todos os outros espécimes desse nuclídeo. Por exemplo, espera-se que cada átomo de oxigênio-16 tenha exatamente a mesma massa atômica (massa isotópica relativa) que todos os outros átomos de oxigênio-16.

No caso de muitos elementos que têm um isótopo de ocorrência natural ( elementos mononuclídicos ) ou um isótopo dominante, a diferença entre a massa atômica do isótopo mais comum e a massa atômica relativa (padrão) ou peso atômico (padrão) pode ser pequena ou mesmo nulo, e não afeta a maioria dos cálculos em massa. No entanto, esse erro pode existir e até mesmo ser importante ao considerar átomos individuais para elementos que não são mononuclídicos.

Para elementos não mononuclídicos que têm mais de um isótopo comum, a diferença numérica na massa atômica relativa (peso atômico) até mesmo da massa isotópica relativa mais comum, pode ser meia unidade de massa ou mais (por exemplo, ver o caso do cloro onde atômico peso e peso atômico padrão são cerca de 35,45). A massa atômica (massa isotópica relativa) de um isótopo incomum pode diferir da massa atômica relativa, peso atômico ou peso atômico padrão em várias unidades de massa.

As massas isotópicas relativas estão sempre próximas de valores de número inteiro, mas nunca (exceto no caso do carbono-12) exatamente um número inteiro, por duas razões:

  • prótons e nêutrons têm massas diferentes e nuclídeos diferentes têm proporções diferentes de prótons e nêutrons.
  • as massas atômicas são reduzidas, em diferentes graus, por suas energias de ligação .

A razão entre a massa atômica e o número de massa (número de núcleons) varia de0,998 838 1346 (51) para 56 Fe a1,007 825 031 898 (14) para 1 H.

Qualquer defeito de massa devido à energia de ligação nuclear é experimentalmente uma pequena fração (menos de 1%) da massa de um número igual de núcleons livres. Quando comparado com a massa média por nucleon no carbono-12, que é moderadamente fortemente ligado em comparação com outros átomos, o defeito de massa de ligação para a maioria dos átomos é uma fração ainda menor de um dalton ( unidade de massa atômica unificada , com base no carbono- 12). Uma vez que prótons e nêutrons livres diferem uns dos outros em massa por uma pequena fração de um dalton (1,388 449 33 (49) × 10 −3  Da ), arredondando a massa isotópica relativa, ou a massa atômica de qualquer nuclídeo dado em daltons para o número inteiro mais próximo, sempre dá a contagem de núcleos, ou número de massa. Além disso, a contagem de nêutrons ( número de nêutrons ) pode então ser derivada subtraindo o número de prótons ( número atômico ) do número de massa (contagem de núcleos).

Defeitos de massa em massas atômicas

Energia de ligação por núcleo de isótopos comuns. Um gráfico da razão entre o número de massa e a massa atômica seria semelhante.

A quantidade que a razão entre as massas atômicas e o número de massa desvia de 1 é a seguinte: o desvio começa positivo em hidrogênio -1, então diminui até atingir um mínimo local em hélio-4. Os isótopos de lítio, berílio e boro são menos fortemente ligados do que o hélio, como mostrado por suas crescentes razões de massa para massa.

No carbono, a razão da massa (em daltons) para o número de massa é definida como 1, e depois do carbono torna-se menor que um até que um mínimo seja alcançado em ferro-56 (com apenas valores ligeiramente mais altos para ferro-58 e níquel-62 ), então aumenta para valores positivos nos isótopos pesados, com o aumento do número atômico. Isso corresponde ao fato de que a fissão nuclear em um elemento mais pesado que o zircônio produz energia, e a fissão em qualquer elemento mais leve que o nióbio requer energia. Por outro lado, a fusão nuclear de dois átomos de um elemento mais leve que o escândio (exceto o hélio) produz energia, enquanto a fusão em elementos mais pesados ​​que o cálcio requer energia. A fusão de dois átomos de 4 He produzindo berílio-8 exigiria energia, e o berílio rapidamente se desintegraria novamente. 4 Ele pode se fundir com trítio ( 3 H) ou com 3 He; esses processos ocorreram durante a nucleossíntese do Big Bang . A formação de elementos com mais de sete núcleos requer a fusão de três átomos de 4 He no processo triplo alfa , pulando lítio, berílio e boro para produzir carbono-12.

Aqui estão alguns valores da razão entre a massa atômica e o número de massa:

Nuclídeo Razão da massa atômica para o número de massa
1 H 1,007 825 031 898 (14)
2 H 1,007 050 888 9220 (75)
3 H 1,005 349 760 440 (27)
3 ele 1,005 343 107 322 (20)
4 ele 1,000 650 813 533 (40)
6 Li 1.002 520 481 24 (26)
12 C 1
14 N 1,000 219 571 732 (17)
16 O 0,999 682 163 704 (20)
56 Fe 0,998 838 1346 (51)
210 Po 0,999 918 4461 (59)
232 th 1,000 164 0242 (66)
238 U 1,000 213 3905 (67)

Medição de massas atômicas

A comparação direta e a medição das massas dos átomos são realizadas com espectrometria de massa .

Relação entre massas atômicas e moleculares

Definições semelhantes se aplicam às moléculas . Pode-se calcular a massa molecular de um composto adicionando as massas atômicas (não os pesos atômicos padrão) de seus átomos constituintes. Por outro lado, a massa molar é geralmente calculada a partir dos pesos atômicos padrão (não as massas atômicas ou de nuclídeo). Assim, a massa molecular e a massa molar diferem ligeiramente em valor numérico e representam conceitos diferentes. A massa molecular é a massa de uma molécula, que é a soma de suas massas atômicas constituintes. A massa molar é uma média das massas das moléculas constituintes em um conjunto quimicamente puro, mas isotopicamente heterogêneo. Em ambos os casos, a multiplicidade dos átomos (o número de vezes que ocorre) deve ser levada em consideração, geralmente pela multiplicação de cada massa única por sua multiplicidade.

Massa molar de CH 4
Peso atômico padrão Número Massa molar total (g / mol)
ou peso molecular (Da ou g / mol)
C 12.011 1 12.011
H 1,008 4 4.032
CH 4 16.043
Massa molecular de 12 C 1 H 4
Massa de nuclídeo Número Massa molecular total (Da ou u)
12 C 12,00 1 12,00
1 H 1,007825 4 4.0313
CH 4 16.0313

História

Os primeiros cientistas a determinar as massas atômicas relativas foram John Dalton e Thomas Thomson entre 1803 e 1805 e Jöns Jakob Berzelius entre 1808 e 1826. A massa atômica relativa ( peso atômico ) foi originalmente definida em relação ao elemento mais leve, o hidrogênio, que foi tomado como 1,00, e na década de 1820, a hipótese de Prout afirmava que as massas atômicas de todos os elementos provariam ser múltiplos exatos da do hidrogênio. Berzelius, no entanto, logo provou que isso nem mesmo era aproximadamente verdade, e para alguns elementos, como o cloro, a massa atômica relativa, em cerca de 35,5, cai quase exatamente a meio caminho entre dois múltiplos inteiros daquele do hidrogênio. Ainda mais tarde, isso foi demonstrado em grande parte devido a uma mistura de isótopos, e que as massas atômicas dos isótopos puros, ou nuclídeos , são múltiplos da massa do hidrogênio, com cerca de 1%.

Na década de 1860, Stanislao Cannizzaro refinou as massas atômicas relativas aplicando a lei de Avogadro (notadamente no Congresso de Karlsruhe de 1860). Ele formulou uma lei para determinar as massas atômicas relativas dos elementos: as diferentes quantidades do mesmo elemento contido em diferentes moléculas são todos múltiplos inteiros do peso atômico e determinadas massas atômicas relativas e massas moleculares comparando a densidade de vapor de uma coleção de gases com moléculas contendo um ou mais do elemento químico em questão.

No século 20, até a década de 1960, químicos e físicos usavam duas escalas diferentes de massa atômica. Os químicos usaram uma escala de "unidade de massa atômica" (amu) tal que a mistura natural de isótopos de oxigênio tinha uma massa atômica 16, enquanto os físicos atribuíram o mesmo número 16 a apenas a massa atômica do isótopo de oxigênio mais comum ( 16 O, contendo oito prótons e oito nêutrons). No entanto, como o oxigênio-17 e o oxigênio-18 também estão presentes no oxigênio natural, isso levou a duas tabelas diferentes de massa atômica. A escala unificada baseada no carbono-12, 12 C atendeu à necessidade dos físicos de basear a escala em um isótopo puro, embora fosse numericamente próxima da escala dos químicos. Isso foi adotado como a 'unidade de massa atômica unificada'. A recomendação principal atual do Sistema Internacional de Unidades (SI) para o nome desta unidade é o dalton e o símbolo 'Da'. O nome 'unidade de massa atômica unificada' e o símbolo 'u' são nomes e símbolos reconhecidos para a mesma unidade.

O termo peso atômico está sendo eliminado lentamente e substituído por massa atômica relativa , na maioria dos usos atuais. Essa mudança de nomenclatura remonta à década de 1960 e tem sido fonte de muito debate na comunidade científica, que foi desencadeada pela adoção da unidade de massa atômica unificada e a constatação de que peso era, de certa forma, um termo inadequado. O argumento para manter o termo "peso atômico" era principalmente que era um termo bem compreendido por aqueles na área, que o termo "massa atômica" já estava em uso (como é definido atualmente) e que o termo "atômica relativa massa "pode ​​ser facilmente confundida com a massa isotópica relativa (a massa de um único átomo de um determinado nuclídeo, expressa adimensionalmente em relação a 1/12 da massa do carbono-12; consulte a seção acima).

Em 1979, como um meio-termo, o termo "massa atômica relativa" foi introduzido como um sinônimo secundário para peso atômico. Vinte anos depois, a primazia desses sinônimos foi revertida, e o termo "massa atômica relativa" é agora o termo preferido.

No entanto, o termo " pesos atômicos padrão " (referindo-se aos pesos atômicos esperados padronizados de amostras diferentes) não foi alterado, porque a simples substituição de "peso atômico" por "massa atômica relativa" teria resultado no termo "peso atômico relativo padrão" massa."

Veja também

Referências

links externos