MASSA ATÔMICA/MASSA MOLECULAR
Professora: Brígida A. Reis
UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (u)
único átomo. Vamos supor, ainda, que fosse possível
efetuar a seguinte pesagem:
 colocar um único átomo de flúor num dos pratos
da balança;
 no outro prato, colocar gradativamente as frações
correspondentes à unidade de massa atômica (u).
Notaríamos que são necessárias 19 u para
equilibrar o átomo de flúor; dizemos, então, que a
massa atômica do flúor é 19 u.
Quando pesamos um pacote de açúcar e dizemos
que ele pesa 5 kg, estamos comparando a massa do
pacote com certa massa-padrão, que é o quilograma.
Generalizando, podemos dizer que para pesar ou
medir alguma coisa torna-se necessário:
 escolher um padrão, o que é feito
arbitrariamente; por exemplo, nós pesamos o
pacote de açúcar em quilograma; já os ingleses
o pesariam em libra (que corresponde a
aproximadamente 0,454 kg);
 usar uma unidade (ou seus múltiplos ou
submúltiplos) compatível com a grandeza a ser
medida; por exemplo, para pesar caminhões,
navios etc., é mais conveniente utilizar toneladas
do que miligramas; de fato, um caminhão que
pesa 10 toneladas também pesa 10.000.000.000
mg, mas o primeiro número é, sem dúvida, muito
mais prático para nossos cálculos.
Qual seria, então, a unidade conveniente para
pesar átomos e moléculas?
Concluindo, podemos dizer que:
Massa atômica é a massa do átomo medida em
unidades de massa atômica (u)
Os átomos e as moléculas são partículas tão
pequenas que as unidades usuais não seriam
convenientes (por exemplo, hoje sabemos que um átomos
de
hidrogênio
pesa
aproximadamente
0,000000000000000000000001660 g).
A massa atômica indica quantas vezes o átomo
12
considerado é mais pesado que 1/12 do isótopo C .
MASSA ATÔMICA DOS ELEMENTOS QUÍMICOS
Surgiu então entre os químicos a ideia de usar
um certo átomo como padrão de pesagem dos demais
átomos e moléculas. Atualmente, o padrão escolhido é o
átomo do isótopo de carbono de número de massa
igual a 12 (é o átomo que possui 6 prótons e 6 nêutrons
em seu núcleo). A esse átomo foi atribuída
arbitrariamente a massa 12 (para coincidir com seu
número de massa); então desse átomo separou-se uma
fração correspondente a 1/12, que é usada como unidade
internacional para a medida das massas atômicas e
moleculares. Assim, resulta a definição:
Até aqui estávamos imaginando a massa de um
átomo isolado ou dos átomos absolutamente iguais de um
isótopo puro. Na natureza, porém, quase todos os
elementos químicos são misturas de isótopos com
diferentes porcentagens em massa, chamadas de
abundância relativas. Por exemplo, todo o cloro da
natureza é uma mistura dos isótopos 35 e 37, na seguinte
proporção:
Isótopo
Unidade de massa atômica (u) é igual a 1/12 da massa
12
de um átomo de isótopo de carbono-12 (C )
35
Cl
37
Cl
Abundância na
natureza
75,4 %
24,6 %
Massa atômica
34,969 u
36,966 u
Consequentemente, a massa atômica do
elemento cloro que nós encontramos nas tabelas é a
média ponderada desses valores, a saber:
75,4 . 34,969 u + 24,6 . 36,966 u
75,4 + 24,6
Note que
cuidadosamente:
Hoje é possível determinar experimentalmente
que a unidade de massa atômica (u) vale
-24
aproximadamente 1,66 . 10 grama.
MASSA ATÔMICA
Vamos supor que existisse uma "balança
imaginária" com sensibilidade suficiente para pesar um
Química
2º ano
se
torna
= 35,460 u
necessário
distinguir

massa atômica de um isótopo, que é a massa
do átomo de um dado isótopo expressa em
unidades de massa atômica;

massa atômica de um elemento químico, que é
a média ponderada das massas atômicas de
todos os isótopos naturais do elemento, tomandose como "pesos" as respectivas porcentagens de
ocorrência (abundância) desses isótopos na
natureza (esse é o valor dado na tabela
periódica).
1º Bimestre
MASSA ATÔMICA/MASSA MOLECULAR
Professora: Brígida A. Reis
EXERCÍCIOS DE CLASSE
Calcule as massas
substâncias:
a) C2H6
b) SO2
c) CaCO3
d) NaHSO4
e) H3PO4
01) Calcule as massas atômicas dos elementos
químicos magnésio e neônio, sabendo que as
ocorrências de seus isótopos são:
a)
Magnésio
Isótopo
24
Mg
25
Mg
26
Mg
b)
Abundância
79%
10%
11%
Massa atômica
24
25
26
Abundância
90%
0,27%
9,73%
Massa atômica
20
21
22
das
seguintes
f) (NH4)3PO4
g) Al2(SO4)3
h) KMnO4
i) NaCl
j) C12H22O11
MOL
No nosso cotidiano, compramos, vendemos e
contamos coisas indicando suas massa (1 quilo de açúcar)
ou seu volume (1 litro de leite) ou ainda seu número de
unidades (1 dúzia = 12 unidades; 1 resma = 500
unidades).
Neônio
Isótopo
Ne
Ne
Ne
moleculares
Em Química, a quantidade de átomos, moléculas
e partículas são indicadas utilizando o termo mol.
A expressão 1 mol de ......... representa um
23
conjunto formado por 6,02 . 10 unidades de qualquer
entidade.
MASSA MOLECULAR
Mol é a quantidade de matéria que contém 6,02.10
entidades.
Massa molecular é a massa da molécula medida em
unidades de massa atômica (u).
23
Assim:
23
1 mol de átomos de H = 6,02 . 10 átomos de H
23
1 mol de moléculas de H2O = 6,02 . 10 moléculas de H2O
23
1 mol de fórmulas de NaCl = 6,02 . 10 fórmulas de NaCl
O cálculo prático da massa molecular é feito
considerando que uma molécula é uma "soma" de átomos.
Daí concluiremos que o caminho mais fácil para obter a
massa molecular é exatamente o de somar as massas
atômicas dos átomos formadores da molécula
considerada.
MASSA MOLAR (M)
Exemplos:
É a massa, em gramas, de 1 mol de substância
(ou elemento ou íon, etc.)
a) monóxido de carbono - CO (C = 12 e O = 16)
C = 1 x 12 = 12
O = 1 x 16 = 16
MM = 28 u
É numericamente igual a massa molecular de
uma substância.
b) água – H2O (H = 1 e O = 16)
H=2x1=2
O = 1 x 16 = 16
Exemplo:
a) MM (H2O) = 18 u  M = 18 g/mol
b) MM (H2SO4) = 98 u  M = 98 g/mol
MM = 18 u
Número de mols (n)
c) ácido sulfúrico – H2SO4 (H = 1, O = 16 e S = 32)
H=2x1=2
S = 1 x 32 = 32
O = 4 x 16 = 64
MM = 98 u
É a relação entre a massa (m) de uma amostra de
substância e sua massa molar (M).
Matematicamente, temos n = m / M
d) hidróxido de cálcio Ca(OH)2 (Ca = 40 u; H = 1, O = 16)
Ca = 1 x 40 = 40
H=2x1=2
O = 2 x 16 = 32
MM = 74 u
Conhecendo o número de mols, podemos
estabelecer uma relação entre a massa (g) e o número de
partículas.
Se:
EXERCÍCIOS DE CLASSE
1 mol de ...................
átomos
moléculas
ATENÇÃO: Para obter as massas atômicas, necessárias
aos exercícios a seguir, use a tabela periódica. Aproxime
os valores encontrados para números inteiros mais
próximos.
Química
2º ano
"pesam"
................... gramas
MA (gramas)
MM (gramas)
contêm
6,02.1023 ................
átomos
moléculas
1º Bimestre
MASSA ATÔMICA/MASSA MOLECULAR
Professora: Brígida A. Reis
Usualmente as quantidades das substâncias, dos
elementos, dos íons, etc. são dadas em gramas (ou
quilogramas, ou toneladas, etc.). Entretanto, todos os
cálculos químicos se simplificam se usamos as
quantidades de matéria na sua unidade - mol. Torna-se
então muito importante aprendermos a transformação de
gramas em mols.
Exemplos:
01) Quantos mols correspondem a 88 g de dióxido de
carbono (CO2)? (Massas atômicas: C = 12; O = 16)
Química
2º ano
1º Bimestre