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Disciplina: Química Professora: Divina Zacchi Pereira Aluno: _________________________ Turma: __________

RELAÇÕES DE MASSA

Quando trabalhamos em laboratórios ou indústrias, é de extrema importância determinar as quanti­dades de reagentes de que necessitamos para obter certa quantidade de produto. Essas quantidades podem ser definidas em termos de massa, volume e mesmo de número de partículas, átomos, moléculas etc.
Como átomos ou moléculas são entidades muito pequenas para serem “pesadas” isoladamente, foi estabelecido um padrão para comparar suas massas.

Unidade de massa atômica (u)

Atualmente, nossa escala de massas atômicas está baseada no isótopo mais comum do carbono, com número de massa igual a 12 (12 C ), ao qual foi atribuida exatamente a massa de 12 unidades de massa atômica (u).

Massa atômica de um átomo (MA)
A massa atômica de um átomo é sua massa determinada em u, ou seja, é sua massa comparada com 1/12 da massa do 12C. Assim, dizer que a massa atômica do átomo 4He2 é igual a 4 u significa dizer que a massa de um átomo de 4He2 é 4 vezes maior que a massa de 1/12 do 12C.
As massas atômicas dos diferentes átomos foram determinadas experimental­mente com grande precisão. Os valores das massas atômicas arredondados são iguais aos números de massa (A) dos átomos; assim, usaremos o número de massa (A) como se fosse a massa atômica. Vejamos alguns exemplos:

Massa atômica de um elemento A massa atômica de um elemento é a média ponderada das massas atômicas de seus isótopos. Vejamos como se calcula a massa atômica do elemento neônio, que é constituído de três isótopos.

Massa molecular

È a soma das massas atômicas dos átomos que constituem as moléculas.
Vejamos o alguns exemplos:
( massas atômicas: H = 1 u; O = 16 u; C = 12 u.

Observação:

Para compostos iônicos, utiliza-se a expressão massa-fórmula. Por simplificação, é comum utilizar o termo massa atômica tanto para