OS ELEMENTOS QUMICOS Trabalho realizado por Adriana Dinis

OS ELEMENTOS QUÍMICOS Trabalho realizado por: Adriana Dinis CEF OI 1 nº 1

Índice � Identificação dos elementos naturais; � Identificação dos elementos sintéticos; � Símbolos químicos dos elementos; � Número atómico de um elemento; � Número de massa de um elemento; � Isótopos de um elemento; � Massa atómica relativa.

Identificação dos elementos naturais � Denomina-se elemento químico um conjunto de átomos que têm o mesmo número de prótons em seu núcleo, ou seja, o mesmo número atómico (Z). O termo elemento químico pode se referir também a elementos fundamentais da matéria, que não podem decompor-se em substâncias mais simples por métodos químicos, ou seja, elementos indivisíveis. Este último conceito algumas vezes é chamado de substância elementar, diferindo da primeira definição, mas muitas vezes, o mesmo conceito é usado em ambos os casos.

Identificação dos elementos sintéticos � São os elementos químicos cujos átomos são produzidos artificialmente. � Atualmente são conhecidos 114 elementos, mas somente 92 deles são encontrados na natureza, sendo que 22 são sintéticos e podem se classificar em duas categorias: � Cisurânicos: elementos sintetizados que possuem número atômico inferior a 92, por exemplo: Tecnécio (Tc), Frâncio (Fr), Astato (At). � Transurânicos: elementos sintéticos com número atômico superior a 92, somam 22 elementos na tabela.

Símbolos químicos dos elementos Elemento Símbolo Nome em Latim Antimônio Sb Stibium Cobre Cu Cuprum Ouro Au Aurum Ferro Fe Ferrum Chumbo Pb Plumbum Mercúrio Hg Hydragyrum Potássio K Kalium Prata Ag Argentum Sódio Na Natrium Estanho Sn Stannum Tungstênio W Wolfram

Número atómico de um elemento O número atómico de um elemento (Z) é igual ao número de protões que os átomos desse elemento contêm no núcleo. Z = Número de protões Cada elemento químico é caracterizado por um número atómico diferente. Este número é constante para cada elemento químico (Por exemplo, todos os átomos de Carbono têm o mesmo número atómico, que é 12, e não existe mais nenhum elemento químico, sem ser o Carbono, que tenha um número atómico igual) outro exemplo: Um átomo que tenha 12 protões (Z = 12) é de um elemento químico diferente de um átomo que tenha 13 protões (Z = 13). O número atómico é representado em índice inferior imediatamente antes do símbolo do átomo. No caso dos átomos de cálcio (Ca), que têm 20 protões: 20 Ca

Número de massa de um elemento O número de massa, A (ou m em espectroscopia de massa) corresponde ao número total de nucleões (protões e neutrões) num núcleo atómico. O termo número de massa foi introduzido durante os primeiros anos do século XX. O número de massa é igual à soma do número atómico, Z, (número de protões no núcleo atómico) com o número de neutrões, N: O número de massa escreve-se quer a seguir ao nome do elemento (ex. carbono-13) quer como índice superior (superscript) esquerdo do símbolo do elemento (C). A notação seguinte: representa um átomo de flúor com A = 19 e Z = 9. Isto significa que este átomo possui 9 protões (número atómico), 19 nucleões (número de massa) e, portanto, 10 neutrões. O número de massa pode variar entre átomos do mesmo elemento (isótopos) dado que caracteriza um elemento é apenas o seu número atómico. O número de massa permite, assim, identificar os diferentes isótopos de um elemento químico. O hidrogénio, por exemplo, possui 3 isótopos: o prótio (), o deutério () e o trítio (). Dado que nos três casos o elemento em questão é sempre o hidrogénio, o seu número atómico não varia. Porém, como o número de neutrões varia, o número de massa de cada isótopo também varia.

Isótopos de um elemento Para a compreensão do conceito de isótopo, se faz necessário entender algumas características dos átomos. Cada átomo algumas características que o identificam. O número de massa é a soma de prótons e nêutrons do átomo. O número atômico corresponde ao número de prótons existentes no núcleo do átomo e é importante porque determina qual é o elemento químico, já que cada elemento tem o mesmo número de prótons sempre. O Cálcio, por exemplo, possui o número atômico (Z) igual a 20. Os isótopos são dois átomos do mesmo elemento químico com números de massa (A) diferentes e números atômicos (Z) iguais. A diferença se encontra no número de nêutrons. Os isótopos podem diferir em algumas características, como a densidade. O Hidrogênio possui três isótopos estáveis: o prótio, com um próton e nenhum nêutron - corresponde a 99, 98% de todos os átomos de hidrogênio; o deutério, com um nêutron e o trítio, com dois nêutrons. Em laboratório já foram construídos isótopos de hidrogênio com até seis nêutrons. Não apenas com o Hidrogênio, mas na natureza há muitos isótopos, como o Carbono. O radioisótopo, por sua vez, é o átomo que apresenta um núcleo radioativo. Quando o radioisótopo se transforma em um isótopo, libera uma energia chamada de partículas alfa, partículas beta ou radiação gama. Os radioisótopos são muito utilizados em tratamentos médicos e diagnósticos. O Carbono 14, utilizado para a datação de fósseis, podendo datar objetos de milhões de anos, é um isótopo radioativo, além disso, pode ser utilizado em estimação e pesquisa de velocidade e fluxo de águas subterrâneas, recurso especialmente importante em razão da escassez e poluição crescentes de águas superficiais. Além do Hidrogênio e Carbono, outro isótopo encontrado em abundância na natureza é o Cloro, havendo os elementos. Cl-35 e Cl-37. .

Massa atómica relativa A massa atómica relativa de um elemento X [símbolo Ar(X)] é a relação entre a média ponderada das massas atómicas dos isótopos naturais desse elemento relativamente e a massa de uma unidade tomada como padrão (indica o número de vezes que a massa atómica média de um elemento é maior que o valor padrão). É uma grandeza adimensional. O valor padrão é designado por unidade de massa atómica (“atomic mass unit”, símbolo amu ou, simplesmente, u) e representa um duodécimo (1/12) da massa de um átomo de carbono-12 no seu estado fundamental. O valor actualmente aceite para a unidade de massa atómica é u = 1, 660 5402 10 -27 kg. John Dalton, químico, físico e meteorologista inglês, foi o primeiro a determinar massas atómicas relativas e fê-lo no período entre 1803 e 1805, seguido pelo químico sueco Jöns Jacob Berzelius, que determinou valores de massas atómicas relativas entre 1808 e 1826. Os valores eram obtidos tendo como base o valor 1, 00 atribuído ao hidrogénio, por ser o mais leve dos elementos. Durante a década de 60 do século XIX, o químico italiano Stanislao Cannizzaro utilizou a Lei de Avogadro para determinar com maior rigor valores de massas atómicas relativas e massas moleculares relativas. Entre o início do século XX e os anos 1959/1960, os químicos e os físicos utilizaram escalas de massas atómicas diferentes. Ambas se baseavam no elemento oxigénio, mas enquanto os químicos atribuíram o valor de massa atómica 16 à mistura natural dos isótopos de oxigénio, os físicos atribuíram o mesmo valor de massa atómica (16), mas apenas ao isótopo de oxigénio mais abundante (que é o que contém 8 protões e 8 neutrões no núcleo), o que levava a que as unidades de massa para químicos e físicos fossem diferentes, o que deu origem a duas tabelas diferentes para as massas atómicas relativas. A partir de 1959/1960, as organizações internacionais IUPAQ e IUPAP acordaram utilizar uma base comum para as massas atómicas: um dozeavos da massa do isótopo 12 do carbono. Actualmente, os valores das massas atómicas relativas dos elementos são revistos e actualizados bienalmente por uma comissão especializada da IUPAQ.

Conclusão � Com este trabalho conclui que existem vários elementos.