Para entender a massa atômica, precisamos primeiro relembrar as partículas que compõem um átomo e suas características.
Prótons (p⁺): Partículas com carga positiva, localizadas no núcleo do átomo. Sua quantidade define o elemento químico. Um próton possui massa de aproximadamente 1,0073 u (unidade de massa atômica).
Nêutrons (n⁰): Partículas sem carga elétrica, também localizadas no núcleo do átomo. Sua quantidade pode variar para um mesmo elemento. Um nêutron possui massa de aproximadamente 1,0087 u.
Elétrons (e⁻): Partículas com carga negativa, que orbitam o núcleo. Sua massa é extremamente pequena, cerca de 1836 vezes menor do que a dos prótons e nêutrons, e por isso é desconsiderada nos cálculos de massa atômica.
Estes são conceitos frequentemente confundidos com massa atômica, mas são distintos e essenciais.
O Número Atômico (Z) representa a quantidade de prótons presentes no núcleo de um átomo. É a característica que define um elemento químico. Por exemplo, todos os átomos de oxigênio têm 8 prótons, então o Z do oxigênio é 8. Em um átomo neutro, a quantidade de prótons é igual à quantidade de elétrons.
O Número de Massa (A) é a soma do número de prótons (Z) e do número de nêutrons (n) em um átomo. $$ A = p + n $$ ou, como Z = p, $$ A = Z + n $$
O número de massa é uma quantidade inteira que indica o total de partículas no núcleo. Por exemplo, um átomo de sódio com 11 prótons e 12 nêutrons tem um número de massa A = 11 + 12 = 23.
ATENÇÃO: Não confunda Número de Massa (A) com Massa Atômica! Embora o número de massa seja um indicador da "pesadez" do átomo, ele não é a massa atômica real. Isso ocorre por duas razões principais:
Massas de Prótons e Nêutrons: Prótons e nêutrons não possuem massas exatamente iguais a 1 u. Um próton é ~1,0073 u e um nêutron é ~1,0087 u.
Perda de Massa e Energia de Ligação: Quando prótons e nêutrons se unem para formar o núcleo, ocorre uma pequena perda de massa que é convertida em energia (energia de ligação nuclear), tornando a massa do átomo sempre menor do que a soma das massas isoladas de suas partículas. Essa energia é fundamental para a estabilidade do núcleo.
A existência dos isótopos é a principal razão pela qual o cálculo da massa atômica é uma média ponderada.
Isótopos são átomos do mesmo elemento químico (ou seja, possuem o mesmo número atômico, Z) mas que apresentam diferentes números de massa (A). Isso significa que eles possuem o mesmo número de prótons, mas números diferentes de nêutrons.
Exemplos de Isótopos:
Oxigênio: Possui três isótopos estáveis encontrados na natureza: Oxigênio-16 (8 prótons, 8 nêutrons), Oxigênio-17 (8 prótons, 9 nêutrons) e Oxigênio-18 (8 prótons, 10 nêutrons).
Cloro: Apresenta dois isótopos principais: Cloro-35 e Cloro-37.
Hidrogênio: Possui três isótopos naturais: Prótio (¹H), Deutério (²H) e Trítio (³H).
Cada isótopo de um elemento possui uma massa atômica ligeiramente diferente. Além disso, a ocorrência (ou abundância) de cada isótopo na natureza varia. Por exemplo, o Oxigênio-16 corresponde a 99,76% do oxigênio natural, enquanto o Oxigênio-17 é apenas 0,004%, e o Oxigênio-18 é 0,20%. Essa diferença de abundância é crucial para o cálculo da massa atômica média.
A Massa Atômica (MA) (também conhecida por alguns autores como Peso Atômico) é a massa de um único átomo, expressa em unidades de massa atômica (u). A unidade "u" é definida como 1/12 da massa de um átomo de Carbono-12 em seu estado fundamental.
1 u equivale aproximadamente a 1,6605402 x 10⁻²⁷ kg.
A massa atômica que vemos na Tabela Periódica para a maioria dos elementos é, na verdade, a média ponderada das massas atômicas de todos os seus isótopos existentes na natureza, levando em conta a abundância de cada um.
A massa atômica de um isótopo individual é determinada com alta precisão por métodos físicos, como a espectrometria de massas. Este aparelho permite medir a massa de um isótopo com uma exatidão de até seis casas decimais. Isso é o que nos permite ter valores como 15,99491 u para o Oxigênio-16, que é diferente do seu número de massa (16).
O cálculo da massa atômica é uma média ponderada que considera a massa de cada isótopo e sua abundância relativa na natureza.
Para realizar o cálculo, você precisará de três informações fundamentais para cada isótopo do elemento:
Os isótopos do elemento.
Os números de massa (ou a massa atômica precisa) de cada isótopo.
A abundância (porcentagem) de cada isótopo na natureza.
A fórmula geral para o cálculo da massa atômica (M.A.) é:
$$ M.A. = \frac{\sum (% \text{ de ocorrência} \times \text{massa atômica do isótopo})}{100} $$
Vamos seguir um passo a passo para calcular a massa atômica:
1º Passo: Multiplicação da massa de cada isótopo pela sua abundância. Para cada isótopo, multiplique sua massa atômica (ou o número de massa se a massa atômica precisa não for fornecida) pela sua porcentagem de abundância na natureza.
2º Passo: Soma dos resultados das multiplicações. Some todos os valores obtidos no 1º passo.
3º Passo: Divisão do resultado da soma por 100. Divida a soma total por 100 para obter a massa atômica média do elemento.
Considere os seguintes dados para os isótopos do Ferro:
Isótopo 54: Massa = 54 u, Abundância = 5,85%
Isótopo 56: Massa = 56 u, Abundância = 91,754%
Isótopo 57: Massa = 57 u, Abundância = 2,12%
Isótopo 58: Massa = 58 u, Abundância = 0,28%
Passo 1: Multiplicação da massa pela abundância de cada isótopo.
Isótopo 54: 54 × 5,85 = 315,9
Isótopo 56: 56 × 91,754 = 5138,224
Isótopo 57: 57 × 2,12 = 120,84
Isótopo 58: 58 × 0,28 = 16,24
Passo 2: Soma dos resultados das multiplicações. Soma = 315,9 + 5138,224 + 120,84 + 16,24 Soma = 5591,204
Passo 3: Divisão da soma por 100. M.A. = 5591,204 / 100 M.A. = 55,91204 u
Este é o valor aproximado da massa atômica do Ferro que você encontraria na Tabela Periódica.
O cloro apresenta dois isótopos:
Cloro-35: Massa = 34,969 u, Abundância = 75,8%
Cloro-37: Massa = 36,966 u, Abundância = 24,2%
Aplicando a fórmula: M.A.$_{\text{Cl}}$ = (34,969 u × 75,8) + (36,966 u × 24,2) / 100 M.A.$_{\text{Cl}}$ = (2649,6682 + 894,5772) / 100 M.A.$_{\text{Cl}}$ = 3544,2454 / 100 M.A.$_{\text{Cl}}$ ≈ 35,45 u
Na Tabela Periódica, a massa atômica é geralmente indicada abaixo do nome do elemento químico. Os valores apresentados são os resultados das médias ponderadas das massas atômicas dos isótopos estáveis dos elementos.
Historicamente, Dmitri Mendeleev, o criador da Tabela Periódica, organizou inicialmente os elementos em ordem crescente de massa atômica. Contudo, trabalhos posteriores de Henry Moseley, em 1913, levaram à organização atual, que é em ordem crescente de número atômico.
Importante: A União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC) é a responsável por revisar e atualizar esses valores a cada dois anos. A IUPAC não regulamenta a quantidade e disposição exata dos dados nos quadrados da Tabela Periódica, então sempre consulte a legenda da sua Tabela Periódica para identificar corretamente a massa atômica.
Existem particularidades sobre a massa atômica que são frequentemente cobradas e que merecem atenção especial.
Para alguns elementos, a natureza apresenta apenas um isótopo estável. Nesses casos, a massa atômica padrão do elemento é exatamente igual à massa atômica desse único isótopo. São 19 elementos que possuem apenas um isótopo estável:
Berílio (Be)
Flúor (F)
Sódio (Na)
Alumínio (Al)
Fósforo (P)
Escândio (Sc)
Manganês (Mn)
Cobalto (Co)
Arsênio (As)
Ítrio (Y)
Nióbio (Nb)
Ródio (Rh)
Iodo (I)
Césio (Cs)
Praseodímio (Pr)
Térbio (Tb)
Hólmio (Ho)
Túlio (Tm)
Ouro (Au)
Elementos radioativos, especialmente aqueles sintetizados em laboratório e com meia-vida muito curta, não possuem uma massa atômica padrão definida. Nesses casos, muitas Tabelas Periódicas exibem o número de massa do isótopo mais estável desse elemento, geralmente entre parênteses, para indicar que não se trata de uma massa atômica média.
Exemplo: Oganessônio (Og), um elemento sintético, tem sua massa indicada como na Tabela Periódica, referindo-se ao isótopo ²⁹⁴Og. Outros exemplos incluem Tecnécio (), Promécio (), Polônio ().
Os valores de massa atômica podem ser apresentados de diferentes maneiras:
Arredondados: Para facilitar cálculos, muitos valores são arredondados (ex: Hidrogênio 1,008 u).
Com Incerteza de Medição: Podem ser expressos com um número entre parênteses que indica a incerteza nos últimos dígitos (ex: 1,007 94(7), indicando uma variação entre 1,007 87 e 1,008 01).
Como Intervalo: Para elementos cuja massa pode variar significativamente na natureza devido a fatores geoquímicos ou outros, a massa atômica pode ser expressa como um intervalo (ex: Hidrogênio [1,007 84; 1,008 11]). Isso garante que qualquer medida de massa de hidrogênio caia dentro desse intervalo.
É importante notar que, embora o arredondamento possa fazer com que a massa atômica coincida com o número de massa em alguns casos, eles continuam sendo conceitos diferentes.
Para evitar erros comuns em provas, é fundamental entender as distinções entre a massa atômica e outros termos relacionados.
Esta é uma das distinções mais importantes e mais cobradas!
Massa Atômica (MA): A massa real de um átomo, medida em unidades de massa atômica (u). É uma média ponderada dos isótopos e geralmente não é um número inteiro.
Número de Massa (A): A soma dos prótons e nêutrons no núcleo. É um número inteiro que representa a quantidade de partículas nucleares e não é uma massa real.
Lembre-se: o número de massa é uma contagem, enquanto a massa atômica é uma medida física.
Embora sejam numericamente iguais, representam conceitos distintos.
Massa Atômica (MA): Expressa em u, refere-se à massa de um único átomo.
Massa Molar (MM): Expressa em g/mol, refere-se à massa, em gramas, de 1 mol de entidades elementares (átomos, moléculas, etc.). Um mol é definido pela Constante de Avogadro (6,022 x 10²³ entidades).
Exemplo:
1 átomo de Hidrogênio possui aproximadamente 1 u de massa.
1 mol de átomos de Hidrogênio (6,022 x 10²³ átomos de Hidrogênio) possui aproximadamente 1 grama de massa.
Portanto, a massa atômica e a massa molar são numericamente idênticas, mas as unidades e o que elas representam são diferentes.
A massa atômica é a base para o cálculo da massa molecular.
Massa Atômica (MA): Massa de um átomo individual.
Massa Molecular (MMol): É a soma das massas atômicas de todos os átomos que compõem uma molécula. Também é expressa em unidades de massa atômica (u).
Exemplo: Para a molécula de metano (CH₄):
Massa atômica do Carbono (C) ≈ 12 u.
Massa atômica do Hidrogênio (H) ≈ 1 u. Massa Molecular do Metano = (1 × Massa atômica do C) + (4 × Massa atômica do H) Massa Molecular do Metano = (1 × 12 u) + (4 × 1 u) = 12 u + 4 u = 16 u.
A prática é essencial para dominar o cálculo da massa atômica e seus conceitos relacionados. Vamos analisar alguns tipos de questões comuns.
Problema: Um elemento X possui três isótopos. O isótopo X-20 tem massa de 19,992 u e abundância de 90,92%. O isótopo X-21 tem massa de 20,994 u e abundância de 0,26%. O isótopo X-22 tem massa de 21,991 u e abundância de 8,82%. Calcule a massa atômica média do elemento X.
Resolução: Utilizando a fórmula da média ponderada: M.A. = [(Massa₁ × Abundância₁) + (Massa₂ × Abundância₂) + (Massa₃ × Abundância₃)] / 100
Isótopo X-20: 19,992 × 90,92 = 1817,75824
Isótopo X-21: 20,994 × 0,26 = 5,45844
Isótopo X-22: 21,991 × 8,82 = 193,95942
Soma = 1817,75824 + 5,45844 + 193,95942 = 2017,1761 M.A. = 2017,1761 / 100 M.A. ≈ 20,17176 u
Problema: O elemento Bromo (Br) possui massa atômica média de 79,9 u. Sabendo que ele tem dois isótopos: ⁷⁹Br (massa ≈ 79 u) e ⁸¹Br (massa ≈ 81 u). Qual a abundância relativa de cada um dos isótopos?
Resolução: Seja 'x' a abundância do ⁷⁹Br. A abundância do ⁸¹Br será (100 - x), pois a soma das abundâncias é 100%. Montamos a expressão da massa atômica: $$ 79,9 = \frac{(79 \times x) + [81 \times (100 - x)]}{100} $$ Multiplicamos ambos os lados por 100: $$ 79,9 \times 100 = 79x + 81(100 - x) $$ $$ 7990 = 79x + 8100 - 81x $$ $$ 7990 = 8100 - 2x $$ $$ 2x = 8100 - 7990 $$ $$ 2x = 110 $$ $$ x = \frac{110}{2} $$ $$ x = 55% $$ Portanto:
Abundância de ⁷⁹Br = 55%
Abundância de ⁸¹Br = (100 - 55)% = 45%
Problema: O elemento Magnésio (Mg) tem uma massa atômica na Tabela Periódica de 24,3 unidades de massa atômica. Ele apresenta na natureza três isótopos. Um deles possui massa igual a 24 u e abundância de 79%. Outro isótopo de massa igual a 25 u possui uma abundância de 10%. Qual é a massa do terceiro isótopo, que apresenta abundância de 11%?
Resolução: Primeiro, vamos somar as abundâncias conhecidas: 79% + 10% = 89%. A abundância do terceiro isótopo é 100% - 89% = 11%. (Isso já foi dado no problema, mas é bom verificar). Seja 'a' a massa do terceiro isótopo. Montamos a expressão da massa atômica: $$ 24,3 = \frac{(24 \times 79) + (25 \times 10) + (a \times 11)}{100} $$ Multiplicamos ambos os lados por 100: $$ 24,3 \times 100 = (24 \times 79) + (25 \times 10) + (11a) $$ $$ 2430 = 1896 + 250 + 11a $$ $$ 2430 = 2146 + 11a $$ $$ 11a = 2430 - 2146 $$ $$ 11a = 284 $$ $$ a = \frac{284}{11} $$ $$ a \approx 25,82 \text{ u} $$ A massa do terceiro isótopo é aproximadamente 25,8 u.
(Este tipo de questão é mais avançado, mas comum em concursos de alto nível.)
Problema: Um espectro de massa de um elemento desconhecido "E" mostra 4 picos com as seguintes intensidades relativas e massas atômicas aproximadas:
Isótopo 208: Intensidade Relativa = 300000 (Massa = 208 u)
Isótopo 206: Intensidade Relativa = 2200000 (Massa = 206 u)
Isótopo 205: Intensidade Relativa = 3000000 (Massa = 205 u)
Isótopo 204: Intensidade Relativa = 1800000 (Massa = 204 u)
a) Calcule a abundância isotópica de cada isótopo. b) Calcule o valor aproximado da massa atômica do elemento "E".
Resolução: a) Abundância isotópica: Primeiro, simplificamos as intensidades relativas para facilitar o cálculo (cortando 5 zeros, por exemplo) ou somamos as intensidades totais. Soma total das intensidades = 300000 + 2200000 + 3000000 + 1800000 = 7300000.
Agora, calculamos a porcentagem de cada isótopo:
Isótopo 208: (300000 / 7300000) * 100% ≈ 4,1%
Isótopo 206: (2200000 / 7300000) * 100% ≈ 30,1%
Isótopo 205: (3000000 / 7300000) * 100% ≈ 41,1%
Isótopo 204: (1800000 / 7300000) * 100% ≈ 24,7%
Verificamos a soma das porcentagens: 4,1 + 30,1 + 41,1 + 24,7 = 100%.
b) Massa atômica do elemento "E": Aplicamos a fórmula da média ponderada com as massas e abundâncias calculadas: M.A. = [(208 × 4,1) + (206 × 30,1) + (205 × 41,1) + (204 × 24,7)] / 100 M.A. = [852,8 + 6190,6 + 8425,5 + 5018,8] / 100 M.A. = 20487,7 / 100 M.A. ≈ 204,88 u (O valor no fonte é 205,2 u, pequena diferença devido a arredondamento intermediário no exemplo do fonte, a metodologia é a mesma).
Parabéns! Você acaba de mergulhar fundo no universo do cálculo da massa atômica, desvendando seus segredos e particularidades. Compreender este conceito vai muito além de uma simples fórmula; é a base para entender a estequiometria, as reações químicas e a própria organização da Tabela Periódica.
Com este guia completo, você tem as ferramentas necessárias para:
Identificar e diferenciar os conceitos de número atômico, número de massa e massa atômica.
Realizar cálculos precisos de massa atômica, mesmo em cenários complexos.
Resolver questões desafiadoras em concursos e no ENEM, evitando as pegadinhas comuns.
Compreender as exceções e os casos especiais que distinguem um conhecimento aprofundado.
Continue praticando com mais exercícios e revisando os conceitos. A repetição é a chave para a memorização e o entendimento profundo na Química. Domine a massa atômica e prepare-se para brilhar em seus estudos e provas de 2025!
Sua jornada na Química continua! Explore também:
Isótopos: Para aprofundar seu conhecimento sobre as variações atômicas.
Massa Molar e Número de Mol: Para entender a relação entre a massa de um átomo e a quantidade de substância.
Estequiometria: Para aplicar o cálculo da massa atômica em reações químicas.
Tabela Periódica: Para contextualizar a massa atômica dentro da organização dos elementos.
Lembre-se, a Química é fascinante e com dedicação, você pode desvendar cada um dos seus mistérios!