Qual é a diferença entre “ massa molecular ”, “ massa atômica média ” e “ massa molar ”?

Massa atômica refere-se à massa média de um átomo. Ele tem dimensões de massa , então você pode expressar isso em termos de daltons, gramas, quilogramas, libras (se você realmente quiser) ou qualquer outra unidade de massa. De qualquer forma, como você disse, essa é uma média das massas dos isótopos, ponderada por sua abundância relativa. Por exemplo, a massa atômica de $ \ ce {O} $ é $ 15.9994 ~ \ mathrm {u} $ . $ \ mathrm {u} $ é a abreviação de unidade de massa atômica unificada e 1 u é equivalente a $ 1,661 \ vezes 10 ^ {- 24} ~ \ mathrm {g} $ . É exatamente igual ao dalton, mas pelo que tenho visto, o termo dalton é mais usado quando se trata de polímeros, biomoléculas ou espectros de massa.

Massa molecular refere-se à massa média de uma molécula. Novamente, isso tem dimensões de massa . É apenas a soma das massas atômicas dos átomos em uma molécula. Por exemplo, a massa molecular de $ \ ce {O2} $ é $ 2 (15.9994 ~ \ mathrm {u}) = 31,9988 ~ \ mathrm {u} $ . Você não precisa calcular a abundância isotópica relativa ou qualquer coisa para isso porque ela já é contabilizada nas massas atômicas que você está usando.

O termo massa molar refere-se à massa por mol de substância – o nome meio que implica isso. Esta substância pode ser qualquer coisa – um elemento como $ \ ce {O} $ ou uma molécula como $ \ ce {O2 } $ . A massa molar tem unidades de $ \ mathrm {g ~ mol ^ {- 1}} $ , mas numericamente é equivalente às duas anteriores. Portanto, a massa molar de $ \ ce {O} $ é $ 15,9994 ~ \ mathrm {g ~ mol ^ {- 1} } $ e a massa molar de $ \ ce {O2} $ é $ 31.9988 ~ \ mathrm {g ~ mol ^ {- 1}} $ .

Às vezes você pode encontrar os termos massa atômica relativa ( $ A_ \ mathrm {r} $ ) ou massa molecular relativa ( $ M_ \ mathrm {r} $ ). Estes são definidos como a razão da massa média de uma partícula (um átomo ou uma molécula) para um duodécimo da massa de um átomo de carbono-12. Por definição , o átomo de carbono-12 tem um peso de exatamente $ 12 ~ \ mathrm {u} $ . Isso provavelmente fica mais claro com um exemplo. Vamos falar sobre a massa atômica relativa do hidrogênio, que tem uma massa atômica de $ 1,008 ~ \ mathrm {u} $ : $$ A_ \ mathrm {r} (\ ce {H}) = \ frac {1,008 ~ \ mathrm {u}} {\ frac {1} {12} \ times 12 ~ \ mathrm {u}} = 1,008 $ $

Observe que esta é uma razão de massas e, como tal, não tem dimensão (não possui unidades anexadas a ela).Mas, por definição, o denominador é sempre igual a $ 1 ~ \ mathrm {u} $ , portanto a massa atômica / molecular relativa é sempre numericamente igual à massa atômica / molecular – a única diferença é a falta de unidades. Por exemplo, a massa atômica relativa de $ \ ce {O} $ é 15.9994. A massa molecular relativa de $ \ ce {O2} $ é 31,9988.

Então, no final, tudo é numericamente o mesmo – se você usar as unidades apropriadas – $ \ mathrm {u} $ e $ \ mathrm {g ~ mol ^ {- 1}} $ . Não há nada que impeça você de usar unidades de $ \ mathrm {oz ~ mmol ^ {- 1}} $ , simplesmente não será mais numericamente equivalente. A quantidade que você usa (massa / massa molar / massa relativa) depende do que você está tentando calcular – a análise dimensional de sua equação é muito útil aqui.

Resumo:

• Massa atômica / molecular : unidades de massa
• Massa molar : unidades de massa por quantidade
• Massa atômica / molecular relativa : sem unidades

Uma pequena (e não essencial) observação sobre a definição do $ \ text {u} $ . É definido pelo átomo $ \ ce {^ {12} C} $ , que é definido para ter uma massa de exatamente $ 12 \ text {u} $ . Agora, a toupeira também é definida pelo átomo $ \ ce {^ {12} C} $ : $ 12 \ text {g} $ de $ \ ce {^ {12} C} $ está definido para conter exatamente $ 1 \ text {mol} $ de $ \ ce {^ {12} C} $ . E sabemos que um mol de $ \ ce {^ {12} C} $ contém $ 6,022 \ vezes 10 ^ {23} $ átomos – chamamos esse número de constante de Avogadro. Isso significa que $ 12 \ text {u} $ deve ser exatamente igual a $ (12 \ text {g}) / (6,022 \ vezes 10 ^ {23}) $ e, portanto,

$$ 1 \ text {u} = \ frac {1 \ text {g}} {6,022 \ vezes 10 ^ {23}} = 1,661 \ vezes 10 ^ {- 24 } \ text {g.} $$

O IUPAC Gold Book fornece a referência definitiva em questões de terminologia química.

massa atômica relativa (peso atômico), $ A_ \ mathrm {r} $
A razão entre a massa média do átomo e a unidade de massa atômica unificada.

A massa atômica relativa (massa atômica média como você colocou) é a massa média ponderada de todos os isótopos de um elemento em uma determinada amostra, em relação à unidade de massa atômica unificada, que é definida como um décimo segundo da massa de um átomo de carbono-12 em seu estado fundamental.

massa molecular relativa, $ M_ \ mathrm {r} $
Razão entre a massa de uma molécula e a unidade de massa atômica unificada. Às vezes chamado de peso molecular ou massa molar relativa.

Esta é a soma total das massas atômicas relativas de todos os átomos em uma molécula. Por exemplo, $ \ ce {H2O} $ tem uma massa molecular relativa de $ 1,008 + 1,008 + 15.999 = 18,015 $ .

O Livro de Ouro não tem uma entrada para “massa molar”, mas é um termo comumente usado.

A massa molar é a massa de uma substância dividida por seu quantidade de substância (comumente chamada de número de moles). Portanto, tem unidades de $ \ mathrm {massa ~ (quantidade ~ da ~ substância) ^ {- 1}} $ e é comumente expresso em $ \ mathrm {g ~ mol ^ {- 1}} $ . A massa atômica ou molecular relativa é apenas a massa molar dessa substância dividida por $ \ mathrm {1 ~ g ~ mol ^ {- 1}} $ para render um adimensional quantidade.

Vamos pegar oxigênio ($ \ ce {O2} $) por exemplo. Os exemplos tornarão isso mais fácil de entender.

Usaremos u, kg e g como unidades de massa. A forma completa de u é a unidade de massa atômica unificada. Normalmente as pessoas usam amu (unidade de massa atômica) ou Da (Dalton) também. kg é quilograma eg é grama.

1 u = massa de um nucleon (próton / nêutron; os constituintes do núcleo atômico). $ \ pu {1 u} = \ pu {1,66 \ vezes 10 ^ {- 27} kg} $.

Massa atômica:
Uma molécula de oxigênio é constituída de dois átomos de oxigênio. $ \ ce {O2} $ é basicamente $ \ ce {O = O} $ Massa atômica é a massa de um átomo.A massa de um átomo de oxigênio é $ \ pu {(15.9994 \ pm 0,0004) u} $ ou aproximadamente $ \ pu {16 u} $.

Massa molecular:
Massa de uma molécula de oxigênio, isto é, de uma molécula $ \ ce {O2} $ (a entidade $ \ ce {O = O} $ inteira). Portanto, a massa de uma molécula de oxigênio será $ 2 \ vezes \ pu {16 u} = \ pu {32 u} $.

Massa molar:
A massa de um mol de oxigênio. 1 mol de oxigênio = $ \ mathrm {6.022 \ times 10 ^ {23}} $ número de moléculas de oxigênio.

Vamos tentar calcular e ver como funciona.

1 molécula de $ \ ce {O2} $ pesa $ \ pu {32 u} = \ pu {32 \ vezes 1,66 \ vezes 10 ^ {- 27} kg} $

Um mol de oxigênio $ \ mathrm {= 6,022 \ vezes 10 ^ {23}} $ de moléculas de oxigênio Portanto, 1 mol de oxigênio pesa $ \ pu {32 \ vezes 1,66 \ vezes 10 ^ {- 27} \ vezes 6,022 \ vezes 10 ^ {23} kg} = \ pu {0,031988864 kg} = \ pu {31,988 g} = \ text {aproximadamente} \ pu {32 g} $.

1 mol de oxigênio consiste em um grande número de moléculas, portanto mudamos para uma unidade maior (de u a g) por conveniência. Espero que você entenda as diferenças agora.