Química volume 1



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Viagem no tempo

Massa atômica: do hidrogênio ao carbono-12
Dalton adotou o hidrogênio como padrão de unidade de massa e obteve valores de massas atômicas bastante imprecisos. Posteriormente, Berzelius, que contava com poucos equipamentos de laboratório, elaborou uma tabela de massas atômicas dos elementos adotando como padrão o oxigênio, ao qual atribuiu massa atômica 100. Ao longo do tempo, outros pesquisadores determinaram massas atômicas mais confiáveis. Nesse processo, por várias razões, entre as quais a descoberta da existência de isótopos de um mesmo elemento, houve variações no padrão adotado como unidade de massa atômica. Na segunda metade do século XX, em 1961, o carbono-12 foi adotado como padrão e sua massa atômica foi fixada em 12. A partir daí, outras tabelas de massas atômicas dos elementos foram elaboradas.

Foi mais de um século depois do surgimento da teoria atômica de Dalton que se descobriram os isótopos (átomos de um mesmo elemento químico com mesmo número de prótons, mas diferente número de nêutrons). Como a massa do nêutron é significativa para o átomo, as massas dos isótopos de um mesmo elemento são diferentes.

O elemento carbono possui isótopos, sendo o carbono-12 o mais estável e a forma predominante. Por isso, ele foi escolhido para a determinação das massas atômicas relativas dos outros átomos. No entanto, como desde Dalton a unidade de referência era próxima à do que sabemos hoje ser a massa do próton e do nêutron – quase igual à do elemento mais leve, o hidrogênio –, adotou-se uma fração do 12C como a unidade de massa atômica: 1/2 do carbono-12. Assim, por que não manter como referência o elemento mais leve, o H? Por dois motivos principais: após a verificação da existência de isótopos, ficou clara a necessidade de adotar como referência um isótopo particular de um elemento; além disso, em relação aos demais elementos utilizados para medidas de massas atômicas (hidrogênio e oxigênio), o carbono é mais fácil de ser armazenado, pois as substâncias simples que ele constitui são sólidas nas condições ambientais padronizadas.

Para que tudo isso possa ser mais facilmente compreendido, imagine que fosse adotado como padrão de medida a massa de 1 gomo de laranja e representássemos essa unidade por ul (unidade de gomo de laranja). Poderíamos exprimir a massa de outras frutas em relação a ela, por exemplo.


Cores fantasia, sem escala.

Imagem


Paula Radi/Arquivo da editora

Representação esquemática de uma unidade hipotética (unidade gomo de laranja, cujo símbolo é ul) para exprimir a massa de outras frutas. Note que a massa de uma banana equivale à massa de 4 ul (balança à esquerda) e que a massa de uma maçã equivale à massa de 12 ul (balança à direita).


Massa de 1 banana: 4 ul

Massa de 1 maçã: 12 ul


Porém, como há muitos tipos de laranja, não bastaria adotar como padrão de medida o gomo de qualquer laranja, pois a massa dos gomos varia conforme o tipo de laranja – daí a necessidade de haver uma padronização na medida utilizada. O mesmo aconteceu com o átomo de carbono usado como padrão.

Lembre-se de que , assim como qualquer átomo de C, tem número atômico igual a seis (Z 5 6), contudo possui número de massa igual a 12 (A = nn0 + np1 = 12).


<204> Não escreva neste livro.
A unidade usada como padrão de comparação foi chamada de unidade de massa atômica, com símbolo u e valor correspondente a 1/12 da massa do 12C.

Dessa forma, quando dizemos que o sódio, 23Na, tem massa atômica igual a 23, afirmamos que seus átomos têm massa 23 vezes 1/12 da massa do 12C, ou que esse elemento tem massa pouco menor que o dobro do átomo de 12C.

Mas qual é a massa de 1 átomo de ? É 12 u.
1 u corresponde aproximadamente à massa de um próton (ou de um nêutron).


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