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Elementos químicos
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- 2. 1. Estrutura atómica. 1.1 Elementos Químicos: constituição, isótopos e massa atómica relativa
- 3. Átomo Modelo actual, ”nuvem electrónica” 1904 Thompson mostrou que o átomo teria de conter partículas: os electrões 1911 Rutherford propõs a existência dos protões 1932 Chadwick identificou outras partículas sub atómicas: os neutrões Partícula indivisível durante quase 2000 anos Demócrito V a.c.
- 4. Experiência de Rutherford - O físico neozelandês Ernest Rutherford (1871-1937) realizou em 1911 um célebre conjunto de experiências que lhe permitiu concluir que o átomo é constituído por um minúsculo núcleo positivo circundado por uma região muitíssimo mais extensa, a nuvem electrónica, na qual está espalhada a carga negativa.
- 5. Estrutura atómica Modeloda nuvem electrónica
- 6. Partícula subatómica Carga eléctrica relativa Massa (relativa à do protão) Massa (em quilogramas) electrão -1 ≈ 0 9,11 x 10-31 protão +1 1 1,673 x 10-27 neutrão 0 1 1,675x 10-27
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- 9. X A Z Número Atómico O número atómico, Z, representa o número de protões existentes no núcleo de um átomo.
- 10. -Como o átomoé neutro, isto é,… nº de protões = nº de electrões ou seja,… nº de cargas positivas = nº de cargas negativas então,… Z = nº p = nº e
- 11. X A Z Logo, Z =11 protões e Z = 11 electrões
- 12. O número atómico,Z, indica: • o número de ordem do elemento químico na Tabela Periódica; • a carga eléctrica do núcleo atómico em questão. exemplo: a carga nuclear do hidrogénio é +1 Todos os átomos do mesmo elemento químico têm o mesmo nº atómico Exemplo: todos os átomos do elemento oxigénio têm Z = 8
- 14. Número de Massa (A)
- 15. X A Z Número de Massa O número de massa, A, representa o número de nucleões (existentes no núcleo) isto é, igual à soma dos protões com os neutrões.
- 16. X A Z Se, A = 23 E, A = Z + nº neutrões Então, temos 12 neutrões
- 17. Para o átomodo elemento oxigénio representado por: O 16 8 Indica: - Z - A - p - e - n
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- 19. A carga deum ião é Z - nº electrões
- 21. 16 2- 8O A carga deste ião óxido é 2- Mas, Carga ião = nº protões - nº electrões -2 = 8 - nº e Logo, nº e = 10
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- 23. Isótopos Isótopos sãoátomos de um mesmo elemento (têm igual Z) mas diferem entre si quanto ao número de massa, A.
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- 26. Massa Atómica Relativa A massa atómica relativa, Ar, indica o número de vezes que a massa de um qualquer átomo é maior do que a massa-padrão 12C do átomo 6 1 12
- 27. O que significaafirmar que a massa atómica relativa do oxigénio é 16? (Ar(O) = 16) ? Significa que a massa do oxigénio, relativa à massa do Carbono 12 (que é o que define a massa atómica), é 16x1/12, ou, 16/12 da massa desse carbono. No dia-a-dia dizemos apenas que a massa atómica relativa do oxigénio é 16.
- 28. Massa atómica emassa isotópica A massa atómica relativa de um átomo - relação entre a massa do átomo e a “unidade de massa atómica” (duodécima parte da massa do átomo do isótopo carbono-12). A massa atómica relativa de um elemento, A r m átomo m u , é a média ponderada das massas isotópicas relativas dos isótopos desse elemento. A r = (adimensional!) Ar = w1 A1 + w2 A2 + w3 A3 + ... wi é a abundância relativa do isótopo de massa isotópica Ai
- 29. Exemplo: cloro Constituídopor dois isótopos, 35Cl (75,53%) e 37Cl ( 24,47% ) de massas isotópica relativas de 34,97 e 36,97, respetivamente. - Qual será a massa atómica média do cloro natural? - Qual é a massa atómica relativa do cloro? Em 100 átomos de cloro natural: 75,53 átomos de 35Cl (massa 34,97) e 24,47 átomos de 37Cl (massa 36,97). Média pesada das massas atómicas = massa atómica média do cloro: 75,53 x 34,97 mu + 24,47 x 36,97 mu = 35,46 mu 100 A(Cloro natural) = 35,46 mu Ar(Cloro natural) = 35,46