A Química estuda as transformações que envolvem matéria e energia. Se prestarmos atenção a nossa volta iremos notar que um número imenso de transformações está ocorrendo a todo momento. Muitas são naturais, ocorrem sem que o homem tenha que interferir, como a digestão de um alimento em nosso corpo, o amadurecimento de uma fruta na árvore, a decomposição de um organismo morto, a formação do petróleo, o crescimento de um cristal em uma caverna. Outras transformações só ocorrem com a interferência do homem, como na produção de plásticos, fibras têxteis, papéis, tintas, aço e tantas outras coisas definitivamente incorporadas ao nosso dia-a-dia.
Todas as transformações que modificam a natureza da matéria são por definição processos químicos, independentemente de serem naturais ou de serem controladas pelo homem.
O objetivo de todo químico é entender exatamente como as transformações ocorrem, conhecer os princípios básicos que regem as transformações para poder prever quando uma trans formação é possível ou não e quando sua reprodução em grande escala é viável.
Os princípios que iremos aprender são frutos da observação e da experimentação que o homem vem acumulando há séculos, não são verdades absolutas e acabadas. Há muito ainda o que observar, experimentar e descobrir.
A Química é uma ciência em constante renovação e para nos trazer benefícios só precisa ser tratada com critério e responsabilidade. É lamentável que nem sempre o bom senso prevaleça e muitas atividades químicas acabem em acidentes e poluição. Mais lamentável ainda é saber que muitos países destinam verbas vultosas à pesquisa de armamentos e quase nada à pesquisa de remédios ou à produção e alimentos. Importante é perceber que essa má utilização do conhecimento da Química é um problema político e só será resolvido com a interferência de uma sociedade bem informada e atuante.
Denomina-se matéria tudo aquilo que tem massa e ocupa lugar no espaço e, desse modo, possui volume. Podemos citar como exemplos de matéria a madeira, o ferro, a água, o ar e tudo o mais que imaginemos dentro da definição acima. A ausência total de matéria é o vácuo. Denomina-se corpo qualquer porção limitada de matéria, por exemplo uma tábua de madeira, uma barra de ferro, um cubo de gelo. Denomina-se objeto todo corpo que, devido à sua forma, se presta a determinada finalidade ou uso, como uma cadeira, uma faca ou um martelo.
Propriedades são uma série de características que, em conjunto, definem a espécie de matéria. Podemos dividi-las em 3 grupos: gerais, funcionais e específicas.
São as propriedades inerentes a toda espécie de matéria.
Massa: é a grandeza que usamos como medida da quantidade de matéria
de um corpo ou objeto.
Extensão: espaço que a matéria ocupa, seu volume.
Impenetrabilidade: é o fato de que duas porções de matéria
não podem ocupar o mesmo espaço ao mesmo tempo.
Divisibilidade: toda matéria pode ser dividida sem alterar a sua constituição
(até um certo limite).
Compressibilidade: o volume ocupado por uma porção de matéria
pode diminuir sob a ação de forças externas.
Elasticidade: se a ação de uma força causar deformação
na matéria, dentro de um certo limite, ela poderá retornar à
forma original.
São propriedades comuns a determinados grupos de matéria, identificadas pela função que desempenham. A Química se preocupa particularmente com estas propriedades. Podemos citar como exemplo de propriedades funcionais a acidez, a basicidade, a salinidade de algumas espécies de matéria.
São propriedades individuais de cada tipo particular de matéria.
Organolépticas: são aquelas capazes de impressionar os nossos
sentidos, como a cor, que impressiona a visão, o sabor e o odor, que
impressionam o paladar e o olfato respectivamente, e a fase de agregação
da matéria, que pode ser sólida (pó, pasta), líquida
ou gasosa e que impressiona o tato.
Químicas: são propriedades responsáveis pelos tipos de
transformação que cada matéria é capaz de sofrer.
Por exemplo, o vinho pode se transformar em vinagre; o ferro pode se transformar
em aço, mas o vinho não pode se transformar em aço nem
o ferro em vinagre.
Físicas: são certos valores constantes, encontrados experimentalmente,
para o comportamento de cada tipo de matéria, quando submetida a determinadas
condições. Essas condições não alteram
a constituição da matéria, por mais adversas que sejam.
Por exemplo: sob uma pressão de 1 atmosfera, a água passa de
líquida para gasosa à temperatura de 100°C, sempre.
Denomina-se energia a capacidade de realizar trabalho e tudo que pode modificar a matéria, por exemplo, na sua posição, fase de agregação ou natureza química. Energia é também tudo o que pode provocar ou anular movimentos e causar deformações. Há várias formas de energia: a energia mecânica, que engloba as energias potencial (de posição) e cinética (de movimento), a energia elétrica, a energia química, a energia nuclear e assim por diante.
As propriedades fundamentais da energia são a transformação e a conservação.
Uma forma de energia pode se transformar em
Uma queda d'água pode ser usada para transformar energia potencial em energia elétrica.
A energia elétrica se transforma em luminosa quando acendemos uma lâmpada ou em energia térmica quando ligamos um aquecedor.
A energia química se transforma em elétrica quando acionamos a bateria de um carro, e assim por diante.
A energia não pode ser criada ou destruída.
A Lei da Conservação da Energia diz: sempre que desaparece uma quantidade de uma classe de energia, uma quantidade exatamente igual de outra(s) classe(s) de energia é (são) produzida(s). Quando Albert Einstein formulou a Teoria da Relatividade, mostrou que a massa (portanto a matéria) pode se transformar em energia e que a energia pode se transformar em massa (matéria). A relação entre essas duas grandezas é dada pela equação:
E=m.c²
c = velocidade da luz no vácuo ( =3,0x108m/s)
E = energia que corresponde à massa m.
A partir daí elaborou-se um conceito mais avançado de matéria:
Matéria é energia condensada. I
A constituição elementar da matéria
Uma questão que sempre intrigou o homem foi a constituição elementar da matéria. No ano 450 a.C., dois filósofos gregos, Demócrito de Abdera e Leucipo de Mileto, imaginaram que, se pegassem um corpo qualquer e o fossem dividindo sucessivas vezes, haveria um certo momento em que essa divisão não seria mais possível. Nesse momento se chegaria ao átomo.
A palavra átomo deriva do grego a (não) e tomos (parte), o que significa sem partes, indivisível.
Naquele tempo tratava-se apenas de um pensamento filosófico sem base experimental.
Passaram-se muitos séculos durante os quais o homem foi acumulando observações e experiências, até que um dia essa idéia foi retomada.
Em 1803, o cientista inglês John Dalton, baseado em uma série de leis experimentais das transformações químicas de 1773, como:
Lei da Conservação da Massa, de Lavoisier. a massa não
se modifica quando a matéria sofre
uma transformação;
Lei das Proporções Fixas, de Proust: quando diferentes matérias
participam de uma transformação, elas o fazem sempre numa mesma
proporção; criou um modelo atômico retomando o antigo
conceito dos gregos.
Toda espécie de matéria é formada por átomos. Os átomos são esferas maciças, homogêneas, indivisíveis e indestrutíveis.
O modelo atômico de Dalton explicava naquela época muitos dos fatos que eram observados experimentalmente e por isso a idéia de usar modelos, para compreender melhor a constituição elementar da matéria, foi bem aceita pelos cientistas.
É fato, porém, que uma ciência experimental vive em constante evolução. Novas experiências e novas descobertas foram feitas; muitas não podiam ser explicadas pelo modelo de átomo maciço e indivisível e, assim, essa idéia foi sendo descartada.
Por volta de 1856, muitas descobertas interessantes foram feitas utilizando-se a ampola criada por Sir William Crookes (foto), na qual era introduzido um gás a baixa pressão para, em seguida, aplicar uma alta voltagem entre os eletrodos.
Na ampola de Crookes O eletrodo negativo (cátodo) está na parte mais estreita. O eletrodo positivo (ânodo) está próximo à parte mais larga.
Observou-se, utilizando a ampola de Crookes, que um gás, normalmente mau condutor de eletricidade, se tornava condutor, caso tivesse sua pressão muito reduzida (entre 10 e 0,01 mmHg). Nessas condições, ao se aplicar uma alta voltagem entre os eletrodos na ampola de Crookes, provocava-se a descarga elétrica do gás e via-se um fluxo luminoso partindo do cátodo (pólo -), em direção ao ânodo (pólo +). A esse fluxo luminoso deu-se o nome de raios catódicos. Sobre os raios catódicos chegou-se às seguintes conclusões:
Os raios catódicos possuem massa. São capazes de mover um pequeno moinho colocado dentro da ampola de Crookes.
Os raios catódicos caminham em linha reta. Projetam na parede oposta da ampola a som- bra de qualquer anteparo que for colocado em sua trajetória.
Os raios catódicos possuem carga negativa. Quando é aplicado um campo elétrico externo à ampola, os raios catódicos se dirigem para o campo positivo.
Em 1897, o físico inglês Joseph John Thomson, trabalhando com raios catódicos, concluiu que eles eram parte integrante de toda espécie de matéria, uma vez que a experiência podia ser repetida com qualquer tipo de gás. Thomson denominou então os raios catódicos de elétrons.
Em 1886, Eugen Goldstein, utilizando um cátodo perfurado em ampolas semelhantes à de Crookes, contendo gás a baixa pressão (0,1 mmHg aproximadamente), pôde observar um foco luminoso surgir atrás do cátodo, vindo da direção do ânodo.
Goldstein denominou esse fluxo de raios anódicos ou raios canais. Os raios canais possuem carga elétrica positiva. Eles são desviados para a placa negativa na presença de um campo elétrico externo à ampola.
De todos os gases empregados nas experiências, o hidrogênio era o que produzia raios canais com a menor massa e o menor desvio no campo elétrico. A essa parte elementar dos raios canais chamou-se próton.
Em 1896, o físico francês Antoine Henri Becquerel descobriu
que certos materiais que contêm urânio emitem raios de grande
poder de penetração, capazes até de impressionar um filme
fotográfico.
Becquerel identificou através de diversas experiências que esse
fenômeno envolve 3 tipos de raio, de características próprias,
denominados alfa, beta e gama.
• Os raios alfa são partículas pesadas e positivamente
carregadas.
• Os raios beta são partículas leves e negativamente carregadas.
• Os raios gama são radiações eletromagnéticas.
um conjunto de ondas elétricas e magnéticas perpendiculares entre si, capazes de se propagar no espaço. A descoberta da radioatividade revolucionou o mundo científico, pois demonstrou que os átomos podem ser divididos, inclusive de modo a formar átomos novos, ou seja, o átomo não é indivisível.
Joseph John Thomson, em 1898, baseado na sua descoberta do elétron e na descoberta da radioatividade, sugeriu que o átomo deveria ser formado por uma esfera positiva, não maciça e "incrustada" de elétrons (carga negativa), de modo que a carga total fosse nula.
Em 1911, Ernest Rutherford realizou experiências bombardeando uma finíssima lâmina de ouro (10-4 mm de espessura) com partículas alfa, cuja carga elétrica é positiva (2+), emitidas pelo polônio, um material radioativo.
Através dessa experiência, Rutherford observou que: • a maioria das partículas alfa atravessou a placa de ouro sem sofrer desvio considerável em sua trajetória;
• algumas partículas alfa (poucas), foram rebatidas na direção contrária ao choque;
• certas partículas alfa (poucas) sofreram um grande desvio em sua trajetória inicial.
No átomo há grandes espaços vazios. A maioria das partículas
alfa atravessou a placa.
No centro do átomo existe um núcleo muito pequeno e denso. Algumas
poucas partículas alfa foram rebatidas.
O núcleo do ítomo tem carga positiva. As partículas alfa, que possuem carga positiva, quando passavam perto do núcleo, eram repelidas sofrendo desvio em sua trajetória.
Rutherford admitiu que havia elétrons girando ao redor do núcleo para equilibrar sua carga msitiva. Segundo Rutherford, as partículas positivas do núcleo eram as mesmas da experiência de Goldstein. Foi Rutherford que as chamou de prótons
Logo notou-se uma contradição no mode- lo atômico de Rutherford. Segundo a teoria clás sica do eletromagnetismo, de James Clerk Maxwell, físico escocês, uma carga elétrica em movimento acelerado emite energia (perde energia) na forma de ondas eletromagnéticas.
O elétron em movimeno circular estaria sujeito à aceleração centrípeta e iria emitir energia até cair no núcleo. O sistema atômico entraria em colapso e a matéria estaria comprometida na sua estrutura básica.
Mas isso não ocorre.
Assim, em 1913, Niels Bohr criou um novo modelo atômico baseado em espectros de emissão.
Como as leis da física clássica não conseguiam explicar o comportamento de coisas muito pequenas como o átomo, um físico alemão chamado Max Planck introduziu em 1900 uma teoria nova, denominada teoria dos quanta. Essa teoria afirma que a energia se propaga de forma descontínua, como "pacotinhos de energia" denominados quantum (no plural, quanta). Considere, por exemplo, o espectro completo das radiações eletromagnéticas onde a parte visível corresponde à decomposição da luz branca ao atravessar um prisma de difração.
Cada uma dessas ondas eletromagnéticas, visível ou não, representa uma energia que se propaga numa certa freqüência, à qual corresponde um determinado valor de quantum.
Niels Bohr, estudando o espectro de emissão do hidrogênio, isto é, a luz que ele emite quando se faz incidir um feixe de raios catódicos sobre uma amostra desse elemento, relacionou a energia do elétron ao quantum e elaborou um modelo atômico baseado nos seguintes postulados:
de um núcleo atômico central. A energia de cada elétron é a soma de suas energias cinética (de movimento) e potencial (de posição, tendo o núcleo como nível de referência). Essa energia não pode ter um valor qualquer, mas apenas valores que sejam múltiplos de um quantum.
Somente certas órbitas eletrônicas são permitidas para o elétron, e ele não emite energia quando as percorre.
Quando o elétron passa de uma órbita para outra, emite ou absorve um quantum de energia.
O modelo atômico de Bohr explicava satisfatoriamente o átomo de hidrogênio, que possui apenas 1 próton no núcleo e 1 elétron ao redor, mas não explicava átomos com um número maior dessas partículas.
Em 1915, o cientista A. Sommerfeld, estudando espectros de emissão de átomos mais complexos que o hidrogênio, admitiu que para cada camada eletrônica (n), havia 1 órbita circular e (n-1) órbitas elípticas de diferentes excentricidades.
A segunda camada possui 1 órbita circular e 1 órbita elíptica.
A terceira camada possui 1 órbita circular e 2 órbitas elípticas.
A quarta camada possui 1 órbita circular e 3 órbitas elípticas,
A energia mecânica do elétron seria determinada pela distân-
cia a que o elétron se encontra do núcleo (energia potencial)
e pelo
tipo de órbita que descreve (energia cinética).
Na década de 30, vários cientistas fizeram experiências bombardeando determinados materiais com partículas alfa, na tentativa de atingir o núcleo dos átomos desse material, transformando-os em outros átomos.
Através de experiências desse tipo, em 1932, o físico inglês James Chadwick constatou que os núcleos dos átomos, assim como as próprias partículas alfa, continham em sua estrutura, além dos prótons que lhes conferiam carga positiva, outras partículas, de carga elétrica neutra e massa aproximadamente igual à do próton. Chadwick deu a essas partículas o nome de nêutrons.
Verificou-se nessa época que as partículas alfa são constituídas de 2 prótons e 2 nêutrons.
Hoje sabemos que o átomo é, na verdade, um intrincado sistema contendo inúmeras partículas e subpartículas. Para a Química, porém, quase sempre é suficiente estudar as 3 partículas que chamamos de fundamentais: o próton, o nêutron e o elétron.
Os prótons e os nêutrons ocupam uma região central do átomo, o núcleo, e por isso são indistintamente chamados de núcleons.
Os elétrons ocupam uma região ao redor do núcleo chamada eletrosfera.
Para medirmos a massa de coisas tão pequenas como o átomo e as partículas que o compõem, usamos como padrão o u, unidade (unificada) de massa atômica, de acordo com o Sistema Internacional de unidades.
O u corresponde a 1,66057.10-54 grama.
A massa das partículas fundamentais, em repouso, é a seguinte: próton = 1,00728 u, nêutron = 1,00866 u e elétron = 5,48579.10-4 u.
Se compararmos essas massas entre si, veremos que a massa do nêutron é quase igual á massa do próton, ligeiramente maior, enquanto o elétron tem massa 1 836 vezes menor que a massa do próton. Como podemos perceber:
Praticamente toda a massa do átomo está contida no núcleo.
A carga elétrica do elétron foi determinada experimentalmente em 1908 por Robert A. Millikan e é igual a -1,602189.10-19 coulomb, o que equivale a uma unidade elementar de carga (1 uec). A carga do próton é igual à do elétron, só que de sinal contrário (o sinal das cargas é uma convenção).
As cargas do próton e do elétron se anulam mutuamente.
O nêutron não possui carga elétrica, é neutro.
O tamanho de um átomo é normalmente medido em angströns. Lembre-se de que: I angström equivale a 10-8 centímetro.
O diâmetro médio do núcleo de um átomo fica entre
10-5 e 10-4 angström.
O diâmetro médio da eletrosfera de um átomo é de
1 angström.
(diâmetro da eletrosfera) / (diâmetro de núcleo) = 105
veremos que a eletrosfera de um átomo é entre 10 000 e 100 000
vezes maior que o seu núcleo. Se o núcleo tivesse o diâmetro
de 1 centímetro, a eletrosfera teria o diâmetro entre 100 metros
e 1 quilômetro.
Uma vez que praticamente toda a massa do átomo está contida
no núcleo (devido aos prótons e aos nêutrons) e que essa
enorme região chamada eletrosfera (que contém os elétrons)
praticamente não tem massa, reafirma-se a conclusão de Rutherford:
O átomo é um grande vazio.
Até hoje são conhecidos 110 tipos diferentes de átomo que, combinados entre si das mais diversas maneiras, vão dar origem a todo tipo de matéria existente. Átomos de mesmo tipo são aqueles que possuem o mesmo número de prótons (o número de nêutrons e o número de elétrons não precisa ser o mesmo). Como o número de prótons define a espécie de átomo, ele passou a ser denominado nú- mero atômico e simbolizado por Z.
número de prótons (p) = número atômico (Z) ou Z = p
Elemento químico é um conjunto de átomos com o mesmo número atômico.
Hidrogênio -- conjunto de átomos que possuem 1 próton.
Oxigênio -- conjunto de átomos que possuem 8 prótons.
Carbono -- conjunto de átomos que possuem 6 prótons.
Como praticamente toda a massa do átomo está contida em seu núcleo, denominamos o número total de núcleons (prótons e nêutrons) de um átomo de número de massa, que é simbolizado por A.
É importante perceber que o número de massa A não é uma massa:
O número de massa A é um número inteiro que representa
o total de partículas (prótons e nêutrons) do núcleo
de um átomo.
A=p+n ou A=Z+n
Considerando-se um átomo que possua 11 prótons, 12 nêutrons e 11 eiétrons, seu número atômico Z será 11 (Z = p) e seu número de massa A será 23 (A = Z + n, isto é, A = 11+ 12 = 23).
É importante ainda perceber que o conceito de número de massa é totalmente distinto dos conceitos de massa do átomo e de massa atômica -- termos que são muito usados na Química
Massa do átomo: a massa do átomo deveria ser, a princípio,
a soma das massas das partícu- las que o compõem. Mas isso não
é verdadeiro. Quando prótons e nêutrons se reúnem
para formar um núcleo, ocorre uma perda de massa que é ~ransformada
em energia. Essa energia é então utilizada para manter juntos
os prótons e os nêutrons. Isso acaba explicando de certo modo
a estabilidade do núcleo dos átomos que possuem par- tículas
positivas coexistindo em regiões com cerca de 10-4angström de
diâmetro, sem se re- pelirem violentamente. Como toda medida de massa
é uma comparação com um padrão adequado, e como
o pa- drão mais adequado para medir a massa de coisas tão pequenas
feito um átomo é o u, então a massa do átomo é
expressa em u.
Massa atômica: é por definição o número
que indica quantas vezes a massa do átomo é mais pesada que
o u. Como a massa de um átomo é expressa em u e para encontrarmos
a massa atômica temos que dividir a massa do átomo pelo u, então
a massa atômica é um número puro (adimensional) de valor
idêntico ao do peso atômico.
Massa atômica = (massa do átomo em u) / u
Peso atômico = (massa do átomo em u . g) / (u . g)
g = aceleração da gravidade
Cada elemento químico é representado por um símbolo, de acordo com a IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry), obedecendo às regras básicas criadas por Berzelius em 1814.
O símbolo representa 1 átomo do elemento químico.
Quando queremos representar um número maior de átomos, colocamos esse número na frente do símbolo.
H -- representa 1 átomo de hidrogênio.
2 H -- representa 2 átomos de hidrogênio.
Dado um elemento químico qualquer de símbolo genérico X, por convenção, o número atômico Z é escrito embaixo e à esquerda do símbolo e o número de massa A é escrito em cima e de preferência à esquerda do símbolo, como esquematizamos a seguir:
• o tecnécio, Tc, de número atômico 43;
• o promécio, Pm, de número atômico 61;
• todos os elementos com número atômico maior que 92, isto é, do neptúnio, Np, de número atômico 93, em diante.
No caso do tecnécio e do promécio, supõe-se que esses elementos já existiram naturalmente em épocas remotas, mas sofreram desintegração total devido à sua excessiva radioatividade.
O homem vem tentando, há algum tempo, sintetizar em laboratório elementos de núme- ro atômico cada vez maior. O grande problema que vem enfrentando nesse sentido é manter. esses elementos estáveis por um tempo suficiente para determinar suas propriedades.
Como a tecnologia soviética sempre seguiu de perto a americana, era comum que as duas nações conseguissem sintetizar o mesmo elemento na mesma época. Nunca foi comum, porém, que chegassem a um acordo a respeito do nome que esse elemento devia ter.
Os elementos de número atômico 102 e 103 já tiveram seus nomes oficializados pela IUPAC de acordo com a proposta americana.
• 107 -- Nielsbohrium -- em homenagem ao físico atômico
Niels Bohr;
• 108 -- Hassium -- em homenagem ao estado de Hessen, na Alemanha, que
tem financiado as pesquisas;
• 109 -- Meitnerium ~ em homenagem à física Lise Meitner,
que ajudou a descobrir o fenô- meno da fissão nuclear.
Entretanto, até que esses nomes sejam aceitos pela comunidade científica internacional, a IUPAC recomenda o uso da nomenclatura e simbologia provisórias, expostas a seguir.
Nomenclatura • simbologia provisórias: Z > I00
O nome é derivado diretamente do número atômico do elemento e é formado da seguinte maneira:
prefixo da centena - prefixo da dezena - prefixo da unidade + ium
Os prefixos foram tirados parte do grego e parte do latim, para evitar ambigüidades.
Ao prefixo que indica o número da unidade junta-se a terminação -ium.
O símbolo terá três letras, a primeira maiúscula e as duas outras minúsculas.
Cada uma delas corresponde à primeira letra do prefixo da centena, da dezena e da unidade, nesta ordem.
Exemplo: Elemento 174: un-sept-quadium (Usq)
Quando o número da unidade for 2 ou 3, deve-se omitir o i do prefixo
bi ou tri e juntar dire- tamente à terminação -ium. Exemplo:
202 bi-nil-bium (Bnb)
Quando o número que indica a centena for nove (enn) e o número
que indica a dezena for zero (nil), deve-se omitir o último n de enn,
ficando apenas en. Exemplo: 900 en-nil-nilium (Enn)
A isotopia, bem como os dois itens seguintes, isobaria e isotonia, são relações que dizem respeito apenas ao núcleo do átomo. Como a eletrosfera e os elétrons não vão interferir nessas relações, o número de elétrons pode ou não ser o mesmo, de uma entidade química para outra.
Denominam-se isótopos as entidades químicas que possuem o mesmo número de prótons. A esse fenômeno dá-se o nome de isotopia.
O número de nêutrons (n) dos isótopos e, portanto, o número de massa (A) são diferentes. Todos os elementos químicos possuem isótopos, naturais e/ou artificiais. Os diferentes isótopos são diferenciados pelos números de massa. Apenas os isótopos do elemento químico hidrogênio possuem nome próprio.
Os isótopos naturais, como os do hidrogênio, são encontrados em proporções praticamente constantes em qualquer amostra do elemento químico na natureza.
Se considerarmos apenas os átomos isótopos (sem contar os respectivos íons isótopos), poderemos afirmar que eles possuem propriedades químicas iguais, pois são de um mesmo ele- mento químico.
Possuem ainda propriedades nucleares diferentes (os mais pesados normalmente são ra- dioativos) e propriedades físicas diferentes.
A massa atômica oficial de cada elemento químico é calculada pela média ponderada dos números de massa dos isótopos existentes desse elemento na natureza, multiplicada pela abun- dância (% em massa) de cada isótopo.
Denominam-se isóbaros as entidades químicas que possuem o mesmo número de massa. A esse fenômeno dá-se o nome de isobaria.
Entidades químicas isóbaras possuem o número de prótons e o número de nêutrons diferentes, porém a soma (p + n) é a mesma.
Átomos isótonos são elementos químicos diferentes e, por isso, todas as suas propriedades são diferentes.
Fonte: www.fcf.usp.br