Massa atômica e massa molar

Quando estudamos a tabela periódica, vimos que em cada um dos elementos há um número, geralmente representado na parte inferior, que indica o valor correspondente à massa atômica daquele elemento. Mas o que é esse número? Como podemos calculá-lo? E por qual motivo ele é importante no estudo da química? Não se preocupe. Ao final da aula de hoje, você será capaz de responder a todas essas perguntas e detonar na prova.

Para entender esta matéria, você precisa conhecer:

• Os modelos atômicos
• Elementos químicos
• Substâncias químicas
• A tabela periódica
• Isótopos

Também é importante estar familiarizado com representações numéricas como a notação científica.

Massa atômica

Em química, não é suficiente sabermos o que ocorre (análise qualitativa), mas também o quanto ocorre (análise quantitativa). Para esta segunda, dependemos de algumas medidas, sendo a  principal delas, a massa.

É perfeitamente possível afirmar que, por menor que seja, um átomo possui massa. Afinal as coisas são formadas por um conjunto deles, e esses conjuntos possuem massas que podem ser facilmente determinadas usando uma balança, da mesma forma como é difícil determinar a massa de um único grão de arroz, mas um saco cheio deles torna tudo mais simples. Contudo, assim como o grão de arroz, um átomo também é pequeno demais para ser colocado em uma balança. Então como fazer para determinar sua massa? O método escolhido foi por comparação e o elemento padrão, o carbono. Para ser mais preciso, o isótopo 12.

Como nossas unidades de medida de massa (como o grama e a libra) representam grandezas de proporções muito maiores que as de um átomo, criou-se uma unidade mais apropriada, específica para isso. Ela é chamada simples e diretamente de unidade de massa atômica e é representada pela letra u. Mas isso ainda não determina a massa do átomo e nem atribui um valor para essa unidade. Por isso, para facilitar o cálculo, por possuir 12 partículas em seu núcleo (6 prótons e 6 nêutrons), determinou-se que a massa do carbono seria de exatamente 12,0000 u. A conclusão óbvia que tiramos disso, é que, por consequência, cada próton e cada nêutron possui uma massa equivalente a 1 u.

Em seguida, através de experimentos, calculou-se que cada uma dessas partes com massa 1 u possui, em unidades mais familiares, o equivalente a 1,66 ⋅ 10^-24 g.

Assim, é possível determinar a massa atômica dos elementos simplesmente contando a quantidade total de prótons e nêutrons em seu núcleo. Podemos determinar, por exemplo, que a massa atômica do hidrogênio (H), que possui apenas um próton em seu núcleo, é igual a 1u. Sódio (Na) possui massa igual a 23 u. Oxigênio, 16 u e assim por diante.

Indo um pouco além

Ao consultar a tabela periódica, você irá perceber que nem todos os elementos possuem valores exatos de massa atômica, como o cobre (Cu), que possui massa atômica igual a 63,5 u. Isso não significa que o núcleo do cobre possua meio próton ou meio nêutron em sua constituição. Esse número se deve ao fato de, na natureza, uma porção de cobre (ou de qualquer outra substância) estar formada por diferentes isótopos do mesmo material, em diferentes proporções. Então, para calcular a massa atômica do elemento da tabela, é realizada a média ponderada (isto é, considerando as porcentagens) de cada um desses isótopos. Exemplo:

Mas não se preocupe. Você não precisa realizar este cálculo todas as vezes. Felizmente, alguém já fez isso por nós. Agora que você já sabe o que é e como é calculado, basta consultar a sua tabela perióica ;)

Massa em substâncias

Como você já deve ter deduzido neste ponto, conhecendo a massa atômica dos elementos, torna-se simples identificar a massa de substâncias, que são formadas por combinações em diferentes quantidades desses elementos. De fato, a massa de uma substância qualquer será a simples soma das massas dos elementos que a constituem. Veja a molécula de dióxido de carbono  (CO₂) como exemplo:

Mol e massa molar

Agora você é capaz de identificar e calcular a massa de átomos, elementos da tabela e substâncias formadas por combinações entre eles. Então é hora de trazer esse conhecimento para grandezas mais familiares.

A constante de Avogadro

Para começar, é preciso determinar a quantidade de partículas presentes em uma porção de substância. É claro que não é possível contar essas partículas, porque elas são numerosas demais. Mas podemos fazer o cálculo através de uma regra de três simples. Como já vimos anteriormente, determinou-se, através de experimentos, que 1 u = 1,66 ⋅ 10^-24 g. Dessa forma, se tomarmos como exemplo o átomo de crômio (Cr), que tem massa igual a 52 u, podemos calcular quantas partículas estão presentes numa porção de mesma massa em gramas (52 g). Veja:

Resolvendo o cálculo veremos que há 6,02 ⋅ 10²³ átomos de crômio presentes em 52 g da substância. Agora, para comparar, tomemos como exemplo a molécula de água, que possui massa igual a 18 u, realizando o cálculo para 18 g da substância.

Ao final do cálculo, o resultado são as mesmos 6,02 ⋅ 10²³ moléculas. O cálculo pode ser repetido para qualquer elemento, isótopo ou substância. O resultado sempre será o mesmo. Portanto, dizemos que esta quantidade de partículas é uma constante, que recebeu o nome de constante de Avogadro, em homenagem ao cientista italiano Amedeo Avogadro. Embora não tenha sido ele o responsável por descobrir esse número, seus estudos previram sua existência.

O mol

Devido a essa quantidade de partículas sempre resultar numa massa em gramas igual à massa em u de qualquer partícula (átomo, elemento ou substância), ela foi determinada como padrão e recebeu o nome de mol. Mol, portanto, é uma grandeza que representa uma quantidade fixa, assim como uma dúzia são sempre 12 e uma dezena são sempre 10, não importando o objeto a que nos referimos. Um mol representa sempre 6,02 ⋅ 10²³ unidades de algo, isto é, uma quantidade em número igual à constante de Avogadro. É o mesmo que 6,02 multiplicado por 100.000.000.000.000.000.000.000, ou seja, 602.000.000.000.000.000.000.000 (seiscentos e dois sextilhões). 

É, de fato, um número muito grande (eu adoraria ganhar um mol de dólares). Mas, quando falamos em partículas, torna-se uma quantidade bastante cotidiana, já que esse número de partículas soma, em gramas, valores de massa comuns. Assim, seiscentos e dois sextilhões de partículas de carbono (C) (ou 1 mol de partículas de carbono) somam exatamente 12,0000 g. De hidrogênio (H), apenas 1,0000 g e assim por diante.

Na hora de escrever, "mol" serve tanto para o nome da grandeza quanto para sua unidade. Portanto, você pode escrevê-lo no plural (nome por extenso), indicando "18 mols" como se escrevesse "18 gramas" (no caso da massa), ou usar sua unidade, escrevendo 18 mol, da mesma forma que, em um cálculo, escreveria 18 g.

Massa molar

Massa molar termina por ser, então, a massa, em gramas, de um mol (ou seja, 6,02 ⋅ 10²³) de partículas. Como já vimos, seu valor é numericamente igual à massa das partículas individuais, portanto você pode consultá-lo na tabela periódica. Esse valor valor será padrão para cada elemento. No caso de substâncias, assim como para a massa atômica, basta somar os valores, levando em consideração a quantidade em que cada elemento está presente.

Por conseguinte, como um mol de partículas de nitrogênio (N) possui 14,0000 g, dizemos que essa é sua massa molar. Podemos afirmar que o nitrogênio possui 14 gramas por mol (^g/_mol). Da mesma forma, a massa molar do fósforo (P) é de 31 ^g/_mol e assim por diante.

Conhecendo essa relação entre elementos, substâncias, massa e mol, é possível determinar, através de cálculos simples, a quantidade de partículas (quantidade de matéria) presentes em qualquer porção que desejarmos.

Você pode realizar o cálculo através de uma regra de 3 simples ou através da fórmula:

Nesta fórmula, n representa a quantidade de matéria em mols, m a massa em gramas do elemento ou substância e M, a massa molar do mesmo em ^g/_mol. Dessa forma, se desejarmos descobrir, por exemplo, a quantidade de matéria presente em 63 g de água, realizaremos o seguinte processo:

Resolução por regra de 3:

Resolução pela fórmula:

Apesar de simples, esse cálculo será muito importante para você, pois, daqui para frente será usado em praticamente todas as matérias, de todos os anos. Ele estará presente em reações, balanceamentos, cálculos de concentração, estudo dos gases e muitos outros, portanto entenda bem estes conceitos e pratique bastante. Bons estudos!