Medidas em Química
Você imaginaria que em 197 g de ouro nós teríamos
602.000.000.000.000.000.000.000. de átomos?
Isso significa dizer que, se pegarmos uma barra de ouro puro, com 197g, ela terá 602.000.000.000.000.000.000.000 de átomos de ouro!
As massas das partículas atômicas são minúsculas. Medi-las sempre foi um desafio para a Química!
Medir uma grandeza é compará-la com outra de mesma espécie, tomada como padrão (unidade).
Veja abaixo exemplos de medidas de comprimento.
Se medíssemos a câmera da imagem, verificaremos que o comprimento dela pode ser 25 cm ou 1 palmo.
O Sistema Internacional é um sistema de unidades-padrão bem definido. Ele possui sete unidades básicas, das quais todas as outras unidades se derivam.
Ao invés de utilizarmos 700.000m, o SI prevê uma outra possibilidade: 700 km, na qual km (quilômetro) = 1000m = 10³m.
Ou ao invés de utilizarmos 0,00002 C, o SI prevê uma outra possibilidade que é 20 C (microcoulomb) = 0,000001 = 10-6 C.
Abaixo mostramos os múltiplos e submúltiplos aceitos pelo SI:
Como resultado das Leis das combinações dos elementos (proporções constantes, proporções múltiplas, proporções recíprocas) e da Teoria Atômica de Dalton, os químicos descobriram que a massa de um átomo é uma de suas propriedades fundamentais.
No século XIX não havia método experimental para os cientistas determinarem as massa reais dos átomos. Porém, eles podiam determinar com
exatidão as massas de um determinado elemento que se combina com outro. Então surgiu a idéia de se criar uma escala relativa, pela qual se tinha a massa de um elemento que reagiria com a de outro.
Como padrão, utilizou-se de início 8 g de oxigênio, surgindo o conceito de equivalente-grama de um elemento, que era a massa desse elemento que combina com 8 g de oxigênio.
Trabalhando com essas massas equivalentes (equivalente-grama) e, mais tarde, com um conhecimento do número de átomos envolvidos em cada combinação, os químicos puderam elaborar massas relativas exatas para átomos de diversos elementos.
Atualmente, o termo equivalente-grama não é mais utilizado.
Grandezas Químicas
No Sistema Internacional temos unidades padrão bem definidas, como o comprimento, a massa, o tempo, a quantidade de matéria e outras.
Após a utilização de diferentes padrões, a partir de 1961, a IUPAC adotou como padrão o isótopo mais comum do carbono (6C12).
Esse isótopo possui 6 prótons e 6 nêutrons: logo, seu número de massa (A) é 12, atribuindo-se um valor de massa para ele de 12 u.
Portanto, se tiramos 1/12 de sua massa, teremos exatamente 1u, ou seja, uma unidade internacional para medidas da massa atômica e das massas moleculares.
Se tomarmos um átomo do Carbono 12 (6 prótons + 6 nêutrons) e o dividimos em 12 partes iguais, cada uma dessas partes corresponde a 1 unidade de massa atômica, que representamos como 1 u.
Para equilibrar esta balança será necessário 4u; portanto, a massa atômica do Hélio é igual a 4u. As massas atômicas dos diferentes elementos foi construída baseada nesta referência.
Vamos refletir quanto à diferença entre peso e massa?
Sabemos que uma molécula é composta por diversos átomos; logo, se somarmos a massa de cada um dos átomos, teremos a massa da molécula e, conseqüentemente, a massa molecular relativa.
Como exemplos, vamos calcular a massa da molécula do Dióxido de Carbono (CO2):
Para calcular a massa molecular do SO2, consultamos a tabela periódica da atualidade: nela, veremos que a massa atômica do enxofre é 32, enquanto que a do oxigênio é 16.
Com isso, concluímos que a massa do enxofre em relação ao oxigênio vale respectivamente o dobro.
Logo, a massa molecular do SO2 = 32 + 16. 2 = 32 + 32 = 64
