Este documento descreve a estrutura atômica, definindo os elementos químicos como constituídos por átomos compostos por núcleos e nuvens eletrônicas. Explica que cada elemento é caracterizado pelo seu número atômico e número de massa, e que isótopos são átomos do mesmo elemento com diferentes números de neutrões.

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Elementos químicos
Actualmente existem 116 elementos químicos que estão na base de todos os
materiais.
Cada elemento químico é constituído por átomos.
O modelo atómico actual considera que o átomo é constituído por:
• Núcleo – zona mais central do núcleo onde se encontram:
Protões (com carga eléctrica positiva).
Neutrões (sem carga eléctrica)
Os protões e os neutrões, por sua vez são constituídos por partículas
mais pequenas chamadas quarks.
• Nuvem electrónica – zona fora do núcleo onde se movem os electrões
(partículas com carga eléctrica negativa).
Comparando as dimensões dos átomos com as das partículas constituintes,
pode concluir-se que a matéria é quase só formada por espaço vazio.
Na verdade, 99,999999999999% do volume de um átomo é espaço vazio.
Representando estas partículas à escala:
se os protões e os neutrões tivessem 1 cm de diâmetro
os electrões e os quarks teriam um diâmetro inferior a um fio de
cabelo
O diâmetro do átomo deveria ser maior que o comprimento de 30
campos de futebol.
Nuvem
electrónica

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Número atómico e número de massa
Cada elemento é caracterizado pelo número atómico (Z) - valor inteiro que
indica o nº de protões.
O átomo é uma partícula electricamente neutra – o nº de cargas positivas é
igual ao nº de cargas negativas.
Cada átomo tem o seu número de massa (A) – valor inteiro que indica o nº de
nucleões - soma do nº de protões com o nº de neutrões .
Um átomo de um elemento E pode ser representado por:
E nº de nº de
protões neutrões
Isótopos
Número atómico (Z) = número de protões
Número de protões = número de electrões
Número de massa (A) = nº protões+nº de neutrões
A
Z
Nº de massa
Nº atómico
A = Z + N

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Isótopos de um elemento – átomos do mesmo elemento que têm o mesmo nº
atómico (Z) mas diferente nº de massa (A) pois têm um nº de neutrões
diferente.
Exemplos:

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Exercícios:

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Massa atómica relativa (Ar)
A massa de um átomo é praticamente igual à massa dos protões + massa dos
neutrões visto que a massa dos electrões ser muito pequena quando
comparada com a dos nucleões.
Tanto a massa dos protões como a dos neutrões são muito pequenas (≅≅≅≅ 1,7 x
10-27
kg). Assim a massa de um átomo expressa em kg é também muito
pequena e por isso pouco prático.
Para exprimir a massa dos átomos, compara-se com a massa-padrão
(actualmente é a duodécima parte (1/12) da massa do átomo de
carbono-12, a que se atribui o valor unitário).
massa-padrão

6. 32
A massa atómica relativa indica o número de vezes que a massa de um átomo é
maior que a massa-padrão e por isso não tem unidades.
Significado de: Ar (He) = 4
A massa atómica relativa de um átomo de He é 4 vezes maior que a
massa-padrão.
A massa atómica relativa (Ar) de um elemento que não tenha isótopos é igual à
massa relativa de um átomo desse elemento.
Mas se o elemento tem isótopos, o que é muito frequente, então a massa
atómica relativa desse elemento é igual à média pesada das massas
relativas desses isótopos, tendo em conta as respectivas abundâncias.
Exemplo:

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Massa molecular relativa (Mr)
A massa molecular relativa (Mr) de uma substância é igual à soma das massas
atómicas relativas de todos os átomos presentes e indica o número de
vezes que a massa da molécula é maior que a massa-padrão.
Ex:
Mr (H2O) = ?
Ar(H) = 1,00
Ar(O) = 16,0 Mr (H2O) = 2 x Ar(H) + 1 x Ar(O)
Mr (H2O) = 2 x Ar(H) + 1 x Ar(O)
Mr (H2O) = 18,0
O valor obtido (18,0) significa que a massa média de uma molécula de água é
18,0 vezes maior que a massa-padrão.

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