O documento discute os diferentes tipos de materiais, suas unidades estruturais e propriedades. Aborda átomos, iões, elementos químicos, isótopos, massa atômica, tabela periódica, compostos iônicos, soluções e concentração. Fornece exemplos de cada conceito discutido.

2. Materiais
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Materiais naturais – Existem na Natureza e não são transformados pelo Homem (ex: madeira, rochas, água de nascente, e carvão).
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Materiais manufaturados – São fabricados pelo Homem. Podem ser de origem natural (ex: papel, algodão, lã e seda) e de origem sintética (ex: plástico, borracha, nylon e poliéster).

3. Unidades estruturais
As substâncias são formadas por partículas (unidades estruturais) que podem ser:
3
Unidades estruturais
átomos
iões
moléculas
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4. Unidades estruturais
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Ferro - Átomos de ferro
Diamante - Átomos de carbono
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5. Unidades estruturais
5
Água – Moléculas de água
Cloreto de sódio – Iões positivos de sódio e negativos de Cloro
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6. Átomos
Todas as substâncias são formadas a partir de átomos.
Os átomos são constituídos por partículas mais pequenas (subatómicas): protões, neutrões e eletrões.
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Átomo
Núcleo constituído por
PROTÕES – cargas positivas
NEUTRÕES - neutros
Nuvem eletrónica formada por
ELETRÕES – cargas negativas
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7. Átomos
Os protões e os neutrões encontram-se no núcleo (centro do átomo) e chamam-se nucleões.
Carga elétrica do núcleo (carga nuclear) = soma da carga elétrica dos protões.
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O átomo não tem carga elétrica (é neutro)
(a soma da carga elétrica dos protões e dos eletrões é zero).
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8. Elementos químicos
Os elementos químicos são os átomos.
Conhecem-se 118 átomos: 90 naturais e 28 artificiais.
Todas as substâncias são formadas a partir de átomos.
8
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9. Elementos químicos
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Número atómico e número de massa
Z – número atómico = número de protões
A – número de massa = número de protões + número de neutrões
Átomos de elementos diferentes têm número atómico diferente
Nuclido
A
Z X
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10. Isótopos
Isótopos de um elemento têm:
Mesmo número atómico Z, pois têm o mesmo número de protões;
Diferente número de massa A, pois diferem no número de neutrões
10
Os átomos de um elemento têm: n.º de protões = n.º de eletrões. Mas o número de neutrões pode ser diferente
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11. Isótopos
Na notação científica, os isótopos identificam-se mediante o nome do
elemento químico seguido do número de nucleões (protões e neutrões) do
isótopo em questão.
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57Fe
1
1
2
1
3
1
H prótio
H deutério
H trítio
Exemplos:
 Ferro-57
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12. Exercício
1. p =86; e = 86; n =136
2. p =86; e = 86; n =125
12
211
86Rn
O é um isótopo do gás nobre rádon.
1. Qual será o número de protões, de neutrões e de eletrões que
constituem este isótopo?
2. Represente um outro possível isótopo do rádon, com menos 11
neutrões no seu núcleo.
222
86Rn
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13. Massa atómica e massa isotópica
Massa atómica relativa (Ar): indica, em média, o número de vezes que a massa de um átomo de um elemento é maior do que a massa padrão de massas atómicas. Média ponderada das massas isotópicas relativas dos isótopos desse elemento.
Massa padrão (mu): duodécima parte da massa do isótopo carbono-12.
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Como a maior parte dos elementos químicos tem isótopos é necessário contabilizar todos tendo em conta a sua abundância relativa.
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14. Massa atómica relativa
A massa atómica de um elemento é a média ponderada das massas
atómicas dos seus isótopos (massas isotópicas) tendo em conta
abundância relativa de cada um.
A massa atómica (A) relativa (r) não tem unidades.
14
onde w(i)=abundância relativa(%) do isótopo i
(1) (1) (2) (2) ...
100 r
w Ar w Ar
A
   

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15. Exercício
Resolução
15
99,76 15,995 0,04 16,999 0,20 17,999
( ) 15,999
100 r A O
    
 
Calcule a massa atómica relativa do oxigénio tendo em conta os seguintes
dados:
15,995 99,76%
16,999 0,04%
17,999 0,20%
16
8O
17
8O
18
8O
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16. Massa molecular relativa
É a soma das massas atómicas relativas de todos os átomos que constituem a molécula.
Não tem unidades.
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Exemplos:
Mr(O2) = 2 x Ar(O)
Mr(H2O) = 2 x Ar(H) + Ar(O)
Mr(CuSO4.5H2O) = Ar(Cu) + Ar(S)+ 4 x Ar(O)+10 x Ar(H) + 5 x Ar(O)
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17. Exercício
Resolução
1.Mr(H2SO4) = 2 × Ar(H) + 4 × Ar(O) + Ar(S)
= (2 × 1,01) + (4 × 15,99) + 32,06
= 98,04
2.Mr(Ca(HO)2) = 2 × Ar(H) + 2 × Ar(O) + Ar(Ca)
= (2 × 1,01) + (2 × 15,99) + 40,08
= 74,08
17
Determine a massa molecular relativa das seguintes moléculas:
1.H2SO4
2.Ca(HO)2
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18. Iões
Exemplos
Catião hidrogénio - H+
Catião sódio - Na+
Catião magnésio - Mg2+
Catião amónio - NH4+
18
Quando um átomo (ou conjunto de átomos) perde eletrões, forma um ião positivo (catião) com carga elétrica positiva.
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19. Iões
Exemplos:
Anião cloreto (cloro) - Cl- Anião óxido (oxigénio) - O2-
Anião nitrato – NO3-
Anião sulfato - SO42-
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Quando um átomo (ou conjunto de átomos) ganha eletrões, forma um ião negativo (anião) com carga elétrica negativa.
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20. Compostos iónicos (sais)
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Nome: nome do anião + nome do catião.
Fórmula química: símbolo do catião + símbolo do anião;
Sulfato de zinco
Óxido de alumínio
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21. Elementar
•Unidades estruturais formadas por átomos de um elemento.
Composta
•Unidades estruturais formadas por átomos de mais do que um elemento mas com proporções definidas.
21
Material constituído por um único componente. Tem composição definida e propriedades próprias que a caracterizam.
Substâncias
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22. •Aspeto uniforme. Não se distinguem os componentes a olho nu.
Homogénea
•Aspeto não uniforme. Distinguem-se os componentes em mais do que uma fase.
Heterogénea
•Macroscopicamente uniformes mas a nível microscópico é possível distinguir os vários componentes.
Coloidal
22
Conjunto de duas ou mais substâncias que mantêm as suas propriedades próprias.
Misturas
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23. Soluções
Soluto ou fase dispersa
•Dissolve-se no solvente
•Quando se mistura deixa de ser visível.
•Está em menor quantidade.
Solução
Solvente ou fase dispersante
•Dissolve outra substância.
•Geralmente em maior quantidade.
•Está no mesmo estado físico da solução.
•É o mais volátil.
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Mistura homogénea sólida, líquida ou gasosa.
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24. Concentração de soluções
24
Composição quantitativa – Quantidade (massa ou volume) do soluto e do solvente que existe na solução.
Concentração mássica (Cm) - Massa de soluto que existe em cada unidade de volume da solução.
퐶푚= 푚 푉
Massa de soluto
Volume de solução
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25. Concentração de soluções
25
A concentração mede-se em kg/m3 (kg m-3), de acordo com o Sistema Internacional de Unidades (SI).
Outras unidades de medida:
kg/L (kg L-1) ou kg/dm3 (kg dm-3)
g/L (g L-1) ou g/dm3 (g dm-3)
g/mL (g mL-1) ou g/cm3 (g cm-3)
Não esquecer 1 L = 1 dm3 1 mL = 1 cm3
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26. Concentração de soluções
26
A percentagem em massa é outra forma de exprimir a composição quantitativa de uma solução.
%푚/푚= 푚푎푠푠푎 푑푒 푠표푙푢푡표 푚푎푠푠푎 푑푒 푠표푙푢çã표 푥 100
Relembrar 푚푎푠푠푎 푣표푙푢푚푖푐푎= 푚푎푠푠푎 푑푒 푠표푙푢çã표 푣표푙푢푚푒 푑푒 푠표푙푢çã표
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27. Exercício
Dados:
푚=20푔
푉=250 푐푚3=0,250 푑푚3
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Calcule a concentração, expressa em g/dm3, de uma solução preparada dissolvendo 20g de NaOH em água até perfazer 250 cm3.
Resolução: 퐶푚= 푚 푉 ⟺ 퐶푚= 200,25 ⟺ 퐶푚=80푔/푑푚3
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28. Exercício
28
A 100 mL de uma solução aquosa de ácido clorídrico (HCl) com a concentração mássica de 2,5 g/dm3 (solução A) foram adicionados 300 mL de água destilada para preparar uma solução diluída (solução B). Calcule:
1.A massa de ácido clorídrico existente na solução A.
2.A massa de ácido clorídrico existente na solução B, justificando a sua resposta.
3.O volume da solução B. A concentração mássica da solução B.
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29. Tabela Periódica
Os elementos químicos estão organizados numa tabela – Tabela Periódica – e estão ordenados segundo o número atómico crescente e respeitando as semelhanças de propriedades.
H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca
Ordem crescente de Z
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30. Tabela Periódica
A tabela Periódica atual é constituída por 18 grupos e 7 períodos.
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Família (ou grupo)
1º período (ou série)
2º período (ou série)
3º período (ou série)
4º período (ou série)
5º período (ou série)
6º período (ou série)
7º período (ou série)
Série dos Lantanídeos
Série dos Actinídeos
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