Download - 1 elementos químicos
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Materiais
2
Materiais naturais – Existem na Natureza e não são transformados pelo
Homem (ex: madeira, rochas, água de nascente, e carvão).
Daniela Pinto
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).
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Unidades estruturais As substâncias são formadas por partículas (unidades estruturais) que
podem ser:
3
Unidades estruturais
átomos
iões moléculas
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Unidades estruturais
4
Ferro - Átomos de ferro
Diamante - Átomos de carbono
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Unidades estruturais
5
Água – Moléculas de água
Cloreto de sódio – Iões positivos de
sódio e negativos de Cloro
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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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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.
7
O átomo não tem carga elétrica (é neutro)
(a soma da carga elétrica dos protões e dos eletrões é zero).
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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.
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Elementos químicos
9
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 AZ X
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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
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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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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.
11
57Fe1
1
2
1
3
1
H prótio
H deutério
H trítio
Exemplos:
Ferro-57
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Exercício
1. p =86; e = 86; n =136
2. p =86; e = 86; n =125
12
211
86 Rn
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
86 Rn
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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.
13
Como a maior parte dos elementos químicos tem isótopos é necessário
contabilizar todos tendo em conta a sua abundância relativa.
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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) ...
100r
w Ar w ArA
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Exercício
Resolução
15
99,76 15,995 0,04 16,999 0,20 17,999( ) 15,999
100rA 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
Daniela Pinto
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Massa molecular relativa É a soma das massas atómicas relativas de todos os átomos que
constituem a molécula.
Não tem unidades.
16
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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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
Daniela Pinto
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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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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.
Daniela Pinto
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Compostos iónicos (sais)
20
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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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.
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Material constituído por um único componente. Tem composição definida
e propriedades próprias que a caracterizam.
Substâncias
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• 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
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Conjunto de duas ou mais substâncias que mantêm as suas
propriedades próprias.
Misturas
Daniela Pinto
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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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Concentração de soluções
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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.
𝐶𝑚 =𝑚
𝑉
Massa de soluto
Volume de solução
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Concentração de soluções
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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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Concentração de soluções
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A percentagem em massa é outra forma de exprimir a composição
quantitativa de uma solução.
% 𝑚/𝑚 =𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜𝑥 100
Relembrar
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑖𝑐𝑎 =𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
Daniela Pinto
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Exercício
Dados:
𝑚 = 20𝑔
𝑉 = 250 𝑐𝑚3 = 0,250 𝑑𝑚3
27
Calcule a concentração, expressa em g/dm3, de uma solução preparada
dissolvendo 20g de NaOH em água até perfazer 250 cm3.
Resolução:
𝐶𝑚 =𝑚
𝑉 ⟺
𝐶𝑚=20
0,25 ⟺
𝐶𝑚 = 80𝑔/𝑑𝑚3
Daniela Pinto
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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.
Daniela Pinto
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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
29
Daniela Pinto
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Tabela Periódica
A tabela Periódica atual é constituída por 18 grupos e 7 períodos.
30
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
Daniela Pinto