2.1: Isótopos e Massa Atómica
Massa Atómica
As massas de átomos individuais são muito, muito pequenas. Entretanto, usando um dispositivo moderno chamado espectrômetro de massa, é possível medir tais massas minúsculas. Um átomo de oxigênio-16, por exemplo, tem uma massa de ^(2,66 vezes 10^{-23}: ^texto{g}). Enquanto comparações de massas medidas em gramas teriam alguma utilidade, é muito mais prático ter um sistema que nos permitirá comparar mais facilmente as massas atômicas relativas. Os cientistas decidiram usar o nuclídeo de carbono 12 como padrão de referência para a comparação de todas as outras massas. Por definição, a um átomo de carbono-12 é atribuída uma massa de exatamente 12 unidades de massa atômica (esquerda (direita)). Uma unidade de massa atômica é definida como uma massa igual a um décimo segundo de um átomo de carbono-12. A massa de qualquer isótopo de qualquer elemento é expressa em relação ao padrão de carbono 12. Por exemplo, um átomo de hélio-4 tem uma massa de {amu}(4.0026: {amu}texto). Um átomo de enxofre-32 tem uma massa de {\i1}(31.972: {amu}).
O átomo de carbono-12 tem seis prótons e seis nêutrons em seu núcleo para um número de massa de 12. Como o núcleo é responsável por quase toda a massa do átomo, um único próton ou um único nêutron tem uma massa de aproximadamente 1 (1: texto (amu)). No entanto, como visto pelos exemplos de hélio e enxofre, as massas de átomos individuais não são bem números inteiros. Isto porque a massa de um átomo é afetada muito ligeiramente pelas interações das várias partículas dentro do núcleo e também inclui a pequena massa adicionada por cada elétron.
Como indicado na seção sobre isótopos, a maioria dos elementos ocorre naturalmente como uma mistura de dois ou mais isótopos. Listados abaixo (ver tabela abaixo) estão os isótopos que ocorrem naturalmente de vários elementos juntamente com a percentagem de abundância natural de cada um.
| Element | Isotope (Symbol) | Percent Natural Abundance | Atomic mass \(\left( \text{amu} \right)\) | Average atomic mass \(\left( \text{amu} \right)\) |
|---|---|---|---|---|
| Hydrogen | \(\ce{^1_1H}\) | 99.985 | 1.0078 | 1.0079 |
| \(\ce{^2_1H}\) | 0.015 | 2.0141 | ||
| \(\ce{^3_1H}\) | negligible | 3.0160 | ||
| Carbon | \(\ce{^{12}_6C}\) | 98.89 | 12.000 | 12.011 |
| \(\ce{^{13}_6C}\) | 1.11 | 13.003 | ||
| \(\ce{^{14}_6C}\) | trace | 14.003 | ||
| Oxygen | \(\ce{^{16}_8O}\) | 99.759 | 15.995 | 15.999 |
| \(\ce{^{17}_8O}\) | 0.037 | 16.995 | ||
| \(\ce{^{18}_8O}\) | 0.204 | 17.999 | ||
| Chlorine | \(\ce{^{35}_{17}Cl}\) | 75.77 | 34.969 | 35.453 |
| \(\ce{^{37}_{17}Cl}\) | 24.23 | 36.966 | ||
| Copper | \(\ce{^{63}_{29}Cu}\) | 69.17 | 62.930 | 63.546 |
| \(\ce{^{65}_{29}Cu}\) | 30.83 | 64.928 |
For some elements, one particular isotope is much more abundant than any other isotopes. For example, naturally occurring hydrogen is nearly all hydrogen-1, and naturally occurring oxygen is nearly all oxygen-16. Para muitos outros elementos, entretanto, mais de um isótopo pode existir em quantidades substanciais. O cloro (número atómico 17) é um gás tóxico verde-amarelado. Cerca de três quartos de todos os átomos de cloro têm 18 neutrões, dando a esses átomos um número de massa de 35. Cerca de um quarto de todos os átomos de cloro tem 20 neutrões, dando a esses átomos um número de massa de 37. Se você simplesmente calculasse a média aritmética das massas atômicas precisas, você obteria aproximadamente 36,
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Como você pode ver, a massa atômica média dada na última coluna da tabela acima é significativamente menor. Porquê? A razão é que precisamos levar em conta as porcentagens de abundância natural de cada isótopo a fim de calcular o que é chamado de média ponderada. A massa atómica de um elemento é a média ponderada das massas atómicas dos isótopos naturais desse elemento. As massas atômicas médias são os valores que vemos na tabela periódica.
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A média ponderada é determinada multiplicando-se a porcentagem da abundância natural pela massa real do isótopo. Isto é repetido até que haja um termo para cada isótopo. Para o cloro, existem apenas dois isótopos que ocorrem naturalmente, portanto existem apenas dois termos.