Número de massa: o que é e como obtê-lo (com exemplos) - Ciência - 2023

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o Número de massa O número de massa de um átomo é a soma do número de prótons e do número de nêutrons no núcleo. Essas partículas são designadas de forma intercambiável com o nome de núcleons, portanto, o número de massa representa a quantidade deles.

Seja N o número de nêutrons presentes e Z o número de prótons, se chamarmos A como o número de massa, então:

A = N + Z

Exemplos de números de massa

Aqui estão alguns exemplos de números de massa para elementos conhecidos:

Hidrogênio

O átomo de hidrogênio mais estável e abundante também é o mais simples: 1 próton e um elétron. Como o núcleo do hidrogênio não possui nêutrons, é verdade que A = Z = 1.

Oxigênio

Um núcleo de oxigênio tem 8 nêutrons e 8 prótons, portanto A = 16.

Carbono

A vida na Terra é baseada na química do carbono, um átomo de luz com 6 prótons em seu núcleo mais 6 nêutrons, então A = 6 + 6 = 12.

Urânio

Este elemento, muito mais pesado que os anteriores, é bem conhecido por suas propriedades radioativas. O núcleo de urânio tem 92 prótons e 146 nêutrons. Então, seu número de massa é A = 92 + 146 = 238.

Como obter o número de massa?

Como mencionado antes, o número de massa A de um elemento sempre corresponde à soma do número de prótons e do número de nêutrons em seu núcleo. Também é um número inteiro, mas ... existe alguma regra a respeito da relação entre as duas quantidades?

Vejamos: todos os elementos mencionados acima são leves, exceto o urânio. O átomo de hidrogênio é, como dissemos, o mais simples. Não possui nêutrons, pelo menos em sua versão mais abundante, e no oxigênio e no carbono há números iguais de prótons e nêutrons.

Isso também acontece com outros elementos leves, como o nitrogênio, outro gás muito importante para a vida, que tem 7 prótons e 7 nêutrons. No entanto, à medida que o núcleo se torna mais complexo e os átomos mais pesados, o número de nêutrons aumenta em uma taxa diferente.

Ao contrário dos elementos leves, o urânio, com 92 prótons, tem cerca de 1½ vezes essa quantidade em nêutrons: 1½ x 92 = 1,5 x 92 = 138.

Como você pode ver, é bem próximo de 146, o número de nêutrons que possui.

Tudo isso fica evidente na curva da figura 2. É um gráfico de N versus Z, conhecido comocurva de estabilidade nuclear. Lá você pode ver como os átomos leves têm o mesmo número de prótons que os nêutrons e como a partir de Z = 20 o número de nêutrons aumenta.

Dessa forma, o átomo grande se torna mais estável, pois o excesso de nêutrons diminui a repulsão eletrostática entre os prótons.

Notação para átomos

Uma notação muito útil que descreve rapidamente o tipo de átomo é a seguinte: o símbolo do elemento e os respectivos números atômicos e de massa são escritos como mostrado abaixo neste diagrama:

Nesta notação, os átomos nos exemplos anteriores seriam:

Às vezes, outra notação mais confortável é usada, na qual apenas o símbolo do elemento e o número de massa são usados para denotar o átomo, omitindo o número atômico. Desta forma, o ¹²₆C é simplesmente escrito como carbono-12, o ¹⁶₈Ou seria oxigênio - 16 e assim por diante para qualquer elemento.

Isótopos

O número de prótons em um núcleo determina a natureza do elemento. Por exemplo, cada átomo cujo núcleo contém 29 prótons é um átomo de cobre, não importa o quê.

Suponha que um átomo de cobre perca um elétron por qualquer motivo, ainda é cobre. No entanto, agora é um átomo ionizado.

É mais difícil para um núcleo atômico ganhar ou perder um próton, mas na natureza isso pode ocorrer. Por exemplo, dentro das estrelas, os elementos mais pesados são continuamente formados a partir de elementos leves, uma vez que o núcleo estelar se comporta como um reator de fusão.

E bem aqui na Terra existe o fenômeno de decaimento radioativo, em que alguns átomos instáveis expelem núcleons e emitem energia, transformando-se em outros elementos.

Finalmente, existe a possibilidade de que um átomo de um determinado elemento tenha um número de massa diferente, neste caso é um isótopo.

Um bom exemplo é o conhecido carbono-14 ou radiocarbono, que é usado para datar objetos arqueológicos e como um marcador bioquímico. É o mesmo carbono, com propriedades químicas idênticas, mas com dois nêutrons extras.

O carbono-14 é menos abundante do que o carbono-12, o isótopo estável, e também é radioativo. Isso significa que com o tempo ele decai, emitindo energia e partículas até se tornar um elemento estável, que no seu caso é o nitrogênio.

Isótopos de carbono

O carbono existe na natureza como uma mistura de vários isótopos, dos quais o mais abundante é o já mencionado ¹²₆C ou carbono-12. E além do carbono-14 existe ¹³₆C com um nêutron adicional.

Isso é comum na natureza, por exemplo, 10 isótopos estáveis são conhecidos de estanho. Por outro lado, de berílio e sódio, apenas um único isótopo é conhecido.

Cada isótopo, natural ou artificial, tem uma taxa diferente de transformação. Da mesma forma, é possível criar isótopos artificiais em laboratório, que geralmente são instáveis e decaem radioativamente em um período muito curto de frações de segundo, enquanto outros demoram muito mais, tanto quanto a idade da Terra ou mais.

Tabela de isótopos naturais de carbono

Isótopos de carbono	Número atômico Z	Massa número A	Abundância%
¹²₆C	6	12	98.89
¹³₆C	6	13	1.11
¹⁴₆C	6	14	Traços

Exemplos trabalhados

- Exemplo 1

Qual é a diferença entre¹³₇ N e ¹⁴₇ N?

Resposta

Ambos são átomos de nitrogênio, pois seu número atômico é 7. No entanto, um dos isótopos, aquele com A = 13, tem um nêutron a menos, enquanto ¹⁴₇ N é o isótopo mais abundante.

- Exemplo 2

Quantos nêutrons existem no núcleo de um átomo de mercúrio, denotado como ²⁰¹₈₀ Hg?

Resposta

Uma vez que A = 201 e Z = 80, e também sabendo que:

A = Z + N

N = A - Z = 201 - 80 = 121

E conclui-se que o átomo de mercúrio possui 121 nêutrons.

Referências

Connor, N. What is Nucleon - Structure of Atomic Nucleus - Definition. Recuperado de: periodic-table.org.
Knight, R. 2017. Physics for Scientists and Engineering: a Strategy Approach. Pearson.
Sears, Zemansky. 2016. Física Universitária com Física Moderna. 14º. Ed. Volume 2.
Tippens, P. 2011. Physics: Concepts and Applications. 7ª Edição. McGraw Hill.
Wikipedia. Número de massa. Recuperado de: en.wikipedia.org.