Elementos químicos
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Química: Módulo Inicial
Escola Secundária Francisco de Holanda
Elementos
químicos
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Física e Química A
Isabel Duarte
Isabel Duarte
Química: Módulo Inicial
A constituição do átomo
O átomo é constituído por protões e neutrões, que se encontram no núcleo e, por isso, se designam por nucleões.
No átomo também existem os eletrões que se movem em redor do núcleo – nuvem eletrónica (zonas de probabilidade onde os eletrões estão em movimento).
O protão e o eletrão têm cargas elétricas de sinais contrários:
Os protões têm carga elétrica positiva;
Os eletrões têm carga elétrica negativa.
O neutrão é electricamente neutro.
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Modelo da
nuvem
electrónica
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Electrões de valência
Os eletrões de valência são os eletrões do último
nível de energia.
Os eletrões de valência são os responsáveis pelas
propriedades químicas dos átomos.
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Os átomos podem identificar-se pelo seu número de protões.
Número atómico (Z): indica o número de protões existentes no núcleo.
Z = p Número de Massa (A) é o número de nucleões:
corresponde à soma do número de protões (Z) e de neutrões (N).
A = protões+neutrões
A = p + n
Caracterização dos átomos dos diferentes
elementos
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O átomo é neutro!
O número de protões (partículas de
carga elétrica positiva) é igual ao
número de eletrões (partículas de
carga elétrica negativa).
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ATENÇÃO!!!
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Representação simbólica de um átomo
Símbolo químico
Número atómico
Número de
massa
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Os elementos químicos
caracterizam-se pelo
número atómico (Z).
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Exemplos:
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O 8
O átomo de oxigénio constituído por:
8 protões, pois Z= 8;
8 electrões, pois o átomo é neutro, o
número de protões é igual ao número de
eletrões;
8 neutrões, pois:
A = p + n
16 = 8 + n
n = 16 - 8
n = 8 7
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Na 11
O átomo de sódio constituído por:
11 protões, pois Z= 11;
11 eletrões, pois o átomo é neutro, o
número de protões é igual ao número de
eletrões;
12 neutrões, pois:
A = p + n
23 = 11+ n
n = 23 - 11
n = 12
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Isótopos: são átomos do mesmo elemento químico
(possuem o mesmo número atómico, Z;), mas têm
diferente número de massa (A); diferem no número
de neutrões.
Dois isótopos do magnésio:
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Mg 12
26
Mg 12
Os átomos do mesmo elemento são todos iguais?
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Elemento hidrogénio:
Exemplos:
1H
Isótopos do hidrogénio
1H
1
2H
1
3H
1
Hidrogénio-1 ou Prótio Hidrogénio-2 ou Deutério Hidrogénio-3 ou Trítio
1 protão
0 neutrões
1 eletrão
1 protão
1 neutrão
1 eletrão
1 protão
2 neutrões
1 eletrão
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Os isótopos são
identificados pelo
número de massa.
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Elemento oxigénio: 8O
Isótopos do oxigénio
16
O 8
17
O 8
18
O 8
Oxigénio - 16 Oxigénio -17 Oxigénio - 18
8 protões
8 neutrões
8 eletrões
8 protões
9 neutrões
8 eletrões
8 protões
10 neutrões
8 eletrões
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Massa de átomos e moléculas
Massa atómica relativa (Ar)
A massa de um átomo é, praticamente, toda
atribuída aos nucleões.
As massas de cada protão e de cada neutrão
são muito pequenas (cerca de 1,7 x 10-27 kg).
Os valores das massas absolutas dos átomos
são muito pequenos quando comparados com o
padrão de comparação para a massa (1 kg).
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Massa atómica relativa
Necessidade de padrão de comparação, mais consentâneo com a escala microscópica.
O padrão de comparação é 1/12 da massa do átomo de carbono-12 (inicialmente foi usada a massa do átomo de hidrogénio como massa-padrão).
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A massa atómica relativa (Ar) dá-nos quantas
vezes a massa de um átomo é maior que a
massa-padrão (1/12 do átomo de carbono-
12).
Exemplo: massa atómica relativa do hélio
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He
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Massa atómica relativa
A massa atómica relativa (Ar) de um
elemento, se este tiver isótopos, pode ser
calculada, quando se conhece os isótopos
que possui e a sua massa isotópica
relativa e a sua respectiva abundância
relativa.
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Exemplo:
no caso do elemento cloro, Z = 17, os
seus isótopos são o cloro-35 e o cloro-37:
Cl35
17 Cl37
17
As abundâncias relativas são, respectivamente,
75,77% e 24,23%.
A massa isotópica do é 34,97 e a
massa isotópica do é 36, 97.
Cl35
Cl37
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Como calcular a massa atómica relativa do
cloro?
Ar (Cl) = 100
97,3623,2497,3477,75 xx
Ar (Cl) = 35,45
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Grandeza
adimensional
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Massa atómica relativa
A massa atómica relativa (Ar) de um
elemento é a média pesada (ou ponderada)
das massas isotópicas relativas dos isótopos
desse elemento, isto é, uma média que tem em
conta a abundância relativa dos isótopos.
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Exercício 5 do manual, página 25.
Havendo apenas pouco mais de uma centena
de elementos químicos diferentes na
natureza, por que é que encontramos uma
tão grande variedade de materiais?
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Os átomos desses elementos podem ligar-se das mais
variadas maneiras, podendo formar uma infinidade
de agrupamentos diferentes:
moléculas (por exemplo, H2O: átomos de hidrogénio ligados por ligação
covalente simples a um átomo de oxigénio);
aglomerados contínuos de átomos (por exemplo,metais e grafite)
grupos de iões (por exemplo, o cloreto de sódio – sal de cozinha)
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Massa Molecular relativa (Mr)
A massa molecular relativa (Mr) dá-nos
quantas vezes a massa de uma molécula
é maior que a massa-padrão.
Pode obter-se a partir da soma das
massas atómicas relativas de todos os
átomos que constituem a molécula (ou
grupo de iões, representado na fórmula do
composto, se as unidades estruturais
forem iões).
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Massa Molecular relativa (Mr)
Exemplos: Calcular a massa molecular
relativa (com duas casas decimais) dos
seguintes compostos:
a) CH4
b) Cl2 (Cloro gasoso ou dicloro)
c) Ca3(PO4)2
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