Número atómico, número de massa, isótopos e massa atómica relativa

Os átomos não são partículas elementares. São constituídos por partículas subatómicas: os protões, os neutrões e os eletrões. Como podes observar na imagem, no núcleo encontram-se os neutrões ( $1$ ) e os protões ( $2$ ), e na nuvem eletrónica encontram-se os eletrões ( $3$ ).

Física e Química A; Átomos e propriedades da matéria; 10º Ano; Número atómico, número de massa, isótopos e massa atómica relativa

Nota: Os átomos são eletricamente neutros porque o número de protões é igual ao número de eletrões.

Número de massa e número atómico

O número de massa ( $A$ ) representa o número de nucleões de um átomo, isto é, o número de protões e de neutrões no núcleo.

O número atómico representa-se por $Z$ e corresponde ao número de protões existentes no núcleo, os quais definem o elemento químico.

Para o seu cálculo pode-se aplicar a expressão:

A=Z+n

$A$	Número de massa
$Z$	Número atómico
$n$	Número de neutrões

Assim, os elementos também podem ser representados da seguinte forma:

{}^A_ZX

$A$	Número de massa
$Z$	Número atómico
$X$	Símbolo do elemento químico

Exemplo

Sabendo que o oxigénio tem número atómico $8$ e $8$ neutrões, calcula o seu número de massa e escreve o símbolo do elemento químico.

Basta aplicar a expressão para poder calcular o número de massa:

$A=8+8=16$

Logo, podes representar o átomo de oxigénio como:

${}^{16}_{8}O$

Isótopos

Os isótopos são átomos de um elemento que diferem apenas no número de neutrões. Assim, têm o mesmo número atómico ( $Z$ ) mas diferente número de massa ( $A$ ).

Exemplo

Considera os átomos de prótio ( ${}^1_1H$ ), deutério ( ${}^2_1H$ ) e trítio ( ${}^3_1H$ ). Identifica o número atómico e o número de massa de cada um deles e conclui se são isótopos.

Começa por identificar o número de massa e o número atómico relembrando que, no geral, os elementos podem ser representados por ${}^A_ZX$ . A seguir, calcula o número de neutrões que tem cada um pela expressão $n=A-Z$ para conhecer a diferença entre os átomos:

Átomo	$A$	$Z$	$n$
${}^1_1H$	$1$	$1$	$0$
${}^2_1H$	$2$	$1$	$1$
${}^3_1H$	$3$	$1$	$2$

Logo, a diferença entre os átomos é o número de neutrões, tendo estes igual número de protões e, consequentemente, de eletrões. Conclui-se que os átomos são isótopos do elemento hidrogénio.

Massa atómica relativa

Como as partículas subatómicas têm dimensões muito pequenas, expressá-las em quilogramas, ou mesmo em miligramas não seria o mais adequado. É por este motivo que se estabeleceu uma massa-padrão que corresponde a $\frac1{12}$ da massa de um átomo carbono- $12$ .

Nota: Como o carbono- $12$ é constituído por $6$ protões e $6$ neutrões, e a massa do protão é aproximadamente igual à massa do neutrão, então $\frac1{12}$ do átomo de carbono- $12$ corresponde à massa de um protão.

Como os elementos químicos podem ter vários isótopos, com várias massas atómicas, surgiu o conceito de massa atómica relativa média, que resulta da média ponderada das massas isotópicas relativas dos isótopos desse elemento. A expressão que permite calculá-la é:

A_r(X)= {\dfrac{A_r(X_1) \times (X_1)\%+A_r(X_2)\times (X_2)\%+(..)+A_r(X_n) \times (X_n)\%}{100}}

$A_r(X)$	Massa atómica relativa média do elemento $X$
$A_r(X_n)$	Massa atómica relativa do isótopo $n$
$(X_n)\%$	Abundância relativa do isótopo

Nota: A massa atómica relativa média e a massa atómica relativa são grandezas adimensionais.

Exemplo

As massas atómicas relativas do prótio, deutério e trítio são $1{,}008$ ; $2{,}014$ e $3{,}016$ respetivamente. Calcula a massa atómica relativa do hidrogénio, sabendo que a abundância na natureza do prótio é $99{,}99\%$ , a do trítio é $0{,}01\%$ e a do prótio é aproximadamente $0{,}00\%$ .

Basta aplicar a expressão mostrada anteriormente:

$A_r(H)=\frac{1{,}008\times99{,}99+2{,}014\times 0{,}01+3{,}016\times 0{,}00}{100}=1{,}01$

Logo, a massa atómica relativa média do hidrogénio é $1{,}01$ .

Um átomo de hidrogénio tem uma massa $1{,}01$ vezes superior a $\frac1{12}$ da massa de um átomo de carbono- $12$ .