A massa atômica é a massa de um átomo medida em unidade de massa atômica, sendo simbolizada por “u”. 1 u equivale a um doze avos (1/12) da massa de um átomo de carbono-12 (isótopo natural do carbono mais abundante, que possui seis prótons e seis nêutrons, ou seja, um total de número de massa igual a 12). Sabe-se que 1 u é igual a 1,66054 . 10^-24g.

A seguir há uma ilustração em que o átomo de carbono-12 é considerado de acordo com o modelo atômico de Dalton(como uma esfera) e está dividido em doze partes iguais. Uma dessas partes corresponde a 1 u.

Exemplo de aplicação e interpretação da massa atômica

Se afirmarmos que a massa atômica de um átomo do elemento sódio (Na) é igual a 23 u, queremos dizer que 1 átomo de sódio é 23 vezes maior que a massa de 1/12 da massa do carbono-12.

Nesse exemplo, consideramos a massa de um átomo de sódio como sendo igual a 23 u. No entanto, esse número é arredondado, o que costuma ser realizado nos cálculos de massa atômica no Ensino Médio.

Arredondamento do valor da massa atômica

A massa atômica de um átomo de hidrogênio é igual a 1,0079 u, mas costumamos usar somente o valor 1 u. Quando fazemos esse arredondamento, o valor da massa atômica fica exatamente igual ao número de massa (A) do elemento, ou seja, igual à soma dos prótons e dos nêutrons que existem no núcleo do átomo.

Em outro exemplo, se o sódio possui doze prótons e onze nêutrons (23), o hidrogênio possui somente um próton e o carbono possui, como já mencionado, seis prótons e seis nêutrons (12).

Massa atômica na Tabela Periódica

Na Tabela Periódica, a massa atômica de cada elemento costuma aparecer logo abaixo do símbolo, como mostrado na figura inicial deste texto. Porém, essas massas atômicas dos elementos químicos não são iguais às massas atômicas de cada átomo porque o elemento é formado por vários isótopos, ou seja, por átomos que possuem o mesmo número atômico (quantidade de prótons), mas que se diferenciam pela quantidade de nêutrons, o que resulta em um número de massa diferente e, consequentemente, em uma massa atômica também diferente.

Determinação da massa atômica em laboratório

A massa de um átomo é encontrada por meio de um aparelho chamado de espectrômetro de massa, que indica a massa de um isótopo com uma exatidão de seis casas decimais.

Determinação da massa atômica (cálculo)

Para determinar a massa atômica de um elemento, os isótopos que o constituem e a média ponderada (abundância) em que eles aparecem devem ser levados em consideração.

O elemento neônio (Ne), por exemplo, é formado por três isótopos: ²⁰Ne, ²¹Ne e ²²Ne. A abundância respectiva desses isótopos na natureza é de 90,92%, 0,26 % e 8,82%. Portanto, a massa atômica do elemento neônio é dada pela média ponderada desses três isótopos proporcionalmente à sua abundância. Veja:

MA do elemento neônio = (90,92 . 20) + (0,26 . 21) + (8,82 . 22)
100

MA do elemento neônio = 1818,4 + 5,46 + 194,04
100

MA do elemento neônio = 2017,9
100

MA do elemento neônio = 20,179 u

É essa a massa atômica que aparece para esse elemento na Tabela Periódica.

Relação entre massa atômica e massa molecular

A massa molecular corresponde à soma das massas atômicas dos elementos que compõem uma determinada substância. A molécula de água, por exemplo, é formada por dois hidrogênios e um oxigênio (H₂O). A massa atômica do H é 1 e a do O é 16 u. Assim, a massa molecular da molécula de água é a soma dessas massas atômicas. Veja:

MM (H₂O) = (1 u . 2) + (16 u . 1)
MM (H₂O) = 18 u

Relação entre massa atômica e massa molar

A massa molar é a massa de 1 mol de substância, o que significa que é igual à massa molecular, mas é dada em g/mol, ou seja, a massa molar da água é igual a 18 g/mol.

Outro ponto interessante é que, como 1 mol de qualquer substância possui 6,02 . 10²³ átomos (número de Avogadro), podemos simplesmente dividir a massa molar da substância pela constante de Avogadro para descobrir a massa em gramas de um átomo de qualquer elemento químico.

A massa atômica do hélio (He), por exemplo, é igual a 4,0 u e sua massa molar é 4,0 g/mol. Assim, temos:

1 mol de He —– 4,0 g ——– 6,02 . 10²³ átomos
m ———– 1 átomo

m = 4,0 g

6,02 . 10²³

m = 6,6 . 10^-24 g

O texto Massa Atômica explica que essa grandeza é determinada experimentalmente e ela corresponde à massa do átomo comparada com um doze avos (1/12) da massa de um átomo de carbono 12, e a unidade adotada é o “u” (unidade de massa atômica).

Convencionou-se que 1/12 da massa de 1 átomo de carbono doze é igual a 1 u (1,66 . 10^-24 g). Assim, quando dizemos que a massa atômica do oxigênio é 16 u, isso quer dizer que sua massa é 16 vezes maior que 1/12 da massa do ¹²C.

Portanto, a massa molecular também indica quantas vezes a massa da espécie química é maior que 1/12 da massa do isótopo do carbono-12.

Visto que a massa atômica dos elementos é determinada experimentalmente, ela aparece na Tabela Periódica para cada elemento químico, como mostrado na figura a seguir:

Massa atômica do elemento neônio

Assim, basta consultar a Tabela Periódica quando quisermos calcular a massa molecular de alguma substância.

Por exemplo, no caso da molécula de CO, sua massa molecular é igual a:

MM (CO) = (massa atômica do C) + (massa atômica do O)
MM (CO) = (12 + 16) u
MM (CO) = 28 u

Geralmente, para cálculos estequiométricos, utiliza-se a unidade em gramas. Assim, temos que a massa molecular do CO pode ser dada por 28 g/mol.

Mas se a molécula possui mais de um átomo de cada elemento, é necessário multiplicar a massa atômica de tal elemento pela quantidade de átomos que aparecem na fórmula. Veja alguns exemplos:

MM (H₂O) = (2 . 1 u) + (16 u)
M (H₂O) = 18 u

MM(H₂SO₄) = (2 . 1 u) (32 u) + (4 . 16 u)
M (H₂SO₄) = 98 u

MM (C₂H₆)= (2 . 12) + (6 . 1)
MM (C₂H₆)= 30 u

MM (C₁₂H₂₂O₁₁)= (12 . 12) + (22 . 1) + (11 . 16)
MM (C₁₂H₂₂O₁₁)= 342 u

Veja como isso é feito para uma fórmula que possui parênteses, lembrando que o índice vale para todos os elementos que estão dentro dos parênteses. Os elementos devem ser multiplicados pelos seus respectivos índices:

MM (Al₂(SO₄)₃) = Temos 2 Al, 3 S (porque o índice fora dos parênteses vale para ele também) e 12 O (porque multiplicamos os índices de fora dos parênteses pelo índice de dentro (4 . 3))
MM (Al₂(SO₄)₃) = (2 . 27) + (3 . 32) + (12 .16)
MM (Al₂(SO₄)₃) = 54 +96 + 192
MM (Al₂(SO₄)₃ ) = 342 u

No caso de moléculas hidratadas, calcula-se separadamente a massa molecular da molécula e da água para depois somá-las, levando em consideração a quantidade de moléculas de água. Veja como isso é feito:

MM (CuSO₄ . 5 H₂O) = Cu              S             O₄ .       5   H₂O
MM (CuSO₄ . 5 H₂O) = (1 . 63,5) + (1 . 32) + (4.16) + 5 (1 . 2 + 1 . 16)
MM (CuSO₄ . 5 H₂O) = (63,5 + 32 + 64) + (5 . 18)
MM (CuSO₄ . 5 H₂O) = 159,5 + 90
MM (CuSO₄ . 5 H₂O) = 249,5 u

 videoaulas