Elementos químicos

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Química: Módulo Inicial Escola Secundária Francisco de Holanda Elementos químicos 1 Física e Química A Isabel Duarte

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Química: Módulo Inicial

Escola Secundária Francisco de Holanda

Elementos

químicos

1

Física e Química A

Isabel Duarte

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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:

16

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

10

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

11

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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

14

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

17

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.

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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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Química: Módulo Inicial 20

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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