Número de massa

Referência : Ribeiro, D., (2014) Número de massa, Rev. Ciência Elem., V2(4):275
Autor: Daniel Ribeiro
Editor: Jorge Gonçalves
DOI: [http://doi.org/10.24927/rce2014.275]

O número de massa, A (ou m em espectroscopia de massa) corresponde ao número total de nucleões (protões e neutrões) num núcleo atómico.^[1]

O termo número de massa foi introduzido durante os primeiros anos do século XX.^[2] O número de massa é igual à soma do número atómico, Z, (número de protões no núcleo atómico) com o número de neutrões, N:

$A=Z+N \qquad \qquad \qquad (1)$

O número de massa escreve-se quer a seguir ao nome do elemento (ex. carbono-13) quer como índice superior (superscript) esquerdo do símbolo do elemento (¹³C).^[3,4] A notação seguinte: ${}_9^{19}\!\text{ F}$ representa um átomo de flúor com A = 19 e Z = 9. Isto significa que este átomo possui 9 protões (número atómico), 19 nucleões (número de massa) e, portanto, 10 neutrões.^[5]

O número de massa pode variar entre átomos do mesmo elemento (isótopos) dado que o que caracteriza um elemento é apenas o seu número atómico. O número de massa permite, assim, identificar os diferentes isótopos de um elemento químico.^[3] O hidrogénio, por exemplo, possui 3 isótopos: o prótio ( ${}_1^1\!\text{ H}$ ), o deutério ( ${}_1^2\!\text{ H}$ ) e o trítio ( ${}_1^3\!\text{ H}$ ). Dado que nos três casos o elemento em questão é sempre o hidrogénio, o seu número atómico não varia. Porém, como o número de neutrões varia, o número de massa de cada isótopo também varia.^[6]

O número de massa, número inteiro positivo, não deve ser confundido nem com a massa isotópica relativa, número decimal (quociente entre uma massa isotópica e a unidade de massa atómica unificada), nem com a massa atómica relativa (quociente entre a média pesada das massas isotópicas de um elemento e a unidade de massa atómica unificada).^[7]

Para o ${}_6^{12}\!\text{ C}$ a massa isotópica é exactamente 12, dado que a unidade de massa atómica, u, foi definida como sendo 1/12 da massa de um átomo de ${}_6^{12}\!\text{ C}$ . Só neste caso é que a massa isotópica relativa coincide com o número de massa. Para outros isótopos a massa isotópica relativa (valor decimal) não é igual ao número de massa (sempre um valor inteiro). O número de massa permite apenas uma estimativa da massa isotópica relativa (medida em unidades de massa atómica). O isótopo ${}_{17}^{35}\!\text{ Cl}$ , por exemplo, possui número de massa 35 e a sua massa isotópica é 34,96885 u. Isto porque o neutrão tem uma massa ligeiramente superior à do protão (m_n/m_p = 1,001 378 419 18)^[8] e porque é variável a massa equivalente à energia de ligação entre nucleões obtida de acordo com a equivalência massa-energia de Einstein, E = mc².^[9]

Note-se que os átomos com igual número de massa mas de diferentes elementos (números atómicos diferentes) são designados isóbaros, como por exemplo ${}_6^{14}\!\text{ C}$ e ${}_7^{14}\!\text{ N}$ .^[10] Mais ainda: os átomos com igual número de neutrões mas de diferentes elementos (números atómicos diferentes) são designados isótonos, como por exemplo ${}_6^{13}\!\text{ C}$ e ${}_7^{14}\!\text{ N}$ , ambos com 7 neutrões.^[11]