Especifica a quantidade de partículas no núcleo atômico
O número de massa (A) determina a quantidade de partículas presentes no núcleo de um átomo, pois é a soma do número de prótons (p) mais os de nêutrons (n). Como os elétrons apresentam massa desprezível, isto é, 1836 vezes menor que a dos núcleons (prótons e nêutrons), neste tipo de cálculo não é levada em consideração.
Conforme a organização dos elementos químicos na tabela periódica, o número de massa aparece na parte superior, do lado esquerdo ou direito do símbolo do elemento. Já o número atômico (Z) fica posicionado sempre à esquerda e na parte inferior.
Como determinar o número de massa?
Já que o número de massa indica a quantidade de partículas com carga positiva (prótons) e carga nula (nêutrons), foi estabelecida a seguinte fórmula:
A = p + n
A partir dessa equação, quando os valores não são apresentados, é possível ainda calcular:
- Número de prótons – Com o conhecimento do número de massa e de nêutrons, basta reescrever a expressão: p = A - n
- Número de nêutrons – Com base no número de prótons e de massa, substituir os valores na fórmula: n = A - p
As semelhanças compartilhadas pelos átomos dos diferentes elementos, a exemplo do número atômico, de prótons e nêutrons, são denominadas pela química como isótopos, isóbaros e isótonos. No primeiro, os elementos possuem a mesma quantidade de prótons no núcleo (número atômico), mas se distinguem em relação ao número de massa. É o que acontece com o magnésio, que apresenta os isótopos ₁₂Mg²⁴, ₁₂Mg²⁵ e ₁₂Mg²⁶.
Os isóbaros, por sua vez, são aqueles que têm o mesmo número de massa, porém se diferem na numeração atômica, a exemplo do potássio (₁₉K⁴⁰) e argônio (₁₈Ar⁴⁰). Já os isótonos apresentam átomos com número de nêutrons iguais, mas diferentes número atômico e de massa. É o caso do silício (₁₄Si²⁸) e cloro (₁₇Cl³⁷).
Número de massa x massa atômica
Como esses dois termos são parecidos, é importante frisar que não significam a mesma coisa. Enquanto o número de massa remete a soma das partículas subatômicas (A = p + n) presentes no núcleo, a massa atômica equivale – por convenção da IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada) – a 1/12 da massa do carbono-12, isótopo mais abundante na natureza.
Além disso, as massas atômicas dos elementos químicos não são iguais aos números de massa dos seus átomos porque cada um deles possui isótopos. Em outras palavras, isso quer dizer que um único elemento pode ser formado por átomos com o mesmo número atômico, mas com outras quantidades de nêutrons.
Por esse motivo, as massas atômicas encontradas na tabela periódica são resultados de uma média ponderada que leva em conta a massa de cada um dos isótopos de determinado elemento e sua abundância na natureza.
O magnésio, por exemplo, é composto pelos isótopos ₁₂Mg²⁴, ₁₂Mg²⁵ e ₁₂Mg²⁶, então a sua massa atômica é dada da seguinte maneira:
Passo 1: encontrar o percentual na natureza de cada um dos seus isótopos (massa 24 = 78,9%, massa 25 = 10% e massa 26 = 11,1%)
Passo 2: calcular a média ponderada entre eles
MA = (24. 78,9) + (25. 10) + (26. 11,1) / 100
MA = 1.893,6 + 250 + 288,6 / 100
MA = 2.432,2 / 100
MA = 24,3u
Obs.: A massa atômica do magnésio na tabela é 24,305 u, mas para facilitar o entendimento do cálculo utilizamos valores aproximados.
Exemplos
Para deixar ainda mais claro o assunto, vamos resolver dois exercícios. Acompanhe!
Ex. 1: Qual é o número de massa de um elemento que possui número atômico igual a 19 e 20 nêutrons no seu núcleo?
Já que o número atômico refere-se a quantidade de prótons no núcleo (Z= p), temos:
A = p + n
A = 19 + 20
A = 39
Ex. 2: Determine a quantidade de nêutrons contidos no átomo de cloro (₁₇Cl³⁷)
Z= p = 17
A = 37
Agora basta substituir os valores na equação reescrita:
n = A - p
n = 37 - 17
n = 20