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 ($$3$$). 

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:

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

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:

​$${}^{16}_{8}O$$​​

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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:​

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-$$12$$. ​
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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:

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-$$12$$.

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