3.2. tamanho e massa dos átomos

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3.2. tamanho e massa dos átomos

  1. 1. 3.2. TAMANHO E MASSA DOS ÁTOMOS TAMANHO• Embora muito pequenos e sem forma definida, os átomos não têm todos o mesmo tamanho.• Se se considerar que têm a forma esférica, pode-se comparar o tamanho dos diferentes átomos através dos valores dos seus diâmetros.• Átomos de elementos diferentes correspondem tamanhos diferentes Os valores dos diâmetros atómicos exprimem-se 1 pm = 1x10 -12m habitualmente com submúltiplos do metro – picómetro – pm - nanometro - nm 1 nm = 1x10 -9m 1pm = 0,000 000 000 001 m
  2. 2. OBSERVA A TABELA:A tabela mostra os valores dos diâmetros atómicos de alguns elementos muitoabundantes da crusta terrestre e na atmosfera, dispostos por ordem crescentede abundância.
  3. 3.  Os átomos dos diferentes elementos tem em regra, tamanhos distintos. Assim usa-se esferas de tamanhos diferentes para os representar, quer sozinhos quer ligados uns aos outros, formando moléculas 2 átomos de 3 átomos de 2 átomos de hidrogénio de hidrogénio de oxigénio de tamanho tamanho menor e 1 tamanho menor e 1 menor e 1 átomo de átomo de oxigénio átomo de azoto enxofre maior maior maior
  4. 4. MASSA  A massa é uma propriedade geral da matéria.  Os átomos que constituem a matéria têm massa.  Como são muito pequenos a sua massa é também muito pequena. Por exemplo a massa do átomo de oxigénio que é o mais abundante na natureza é: 0,000 000 000 000 000 000 000 026 56 g. Exprimir a massa dos átomos em gramas não é adequado: assim comparam-na com um padrão que é o átomo de Hidrogénio O átomo de Hidrogénio (H) é o átomo de estrutura mais simples. É o mais leve, e só possui um protão no núcleo e um electrão na zona exterior, tendo ele próprio uma massa praticamente igual à do protão. Massa do átomo de H = 1,7X10-24 g Assim…
  5. 5. … Vamos usa-lo como padrão Padrão = Termo de comparaçãoConsiderando uma balança imaginária, mostramos que:o átomo de oxigénio (O) é 16 vezes mais pesado que o átomo de hidrogénio (H);o átomo de cloro (Cl) é 35 vezes mais pesado que o átomo de hidrogénio (H). MASSA ATÓMICA RELATIVA (Ar) Número de vezes que um átomo é mais pesado do que o átomo de hidrogénio que é o padrão.
  6. 6. Tomando assim o átomo mais leve (hidrogénio) como termo de comparação,poderemos dizer que: A massa atómica relativa (Ar) do Hélio é 4; Ar(He)= 4 A massa atómica relativa (Ar) do Oxigénio é 16; A massa atómica relativa (Ar) do ferro é 56.As Massas atómicas relativas vêm tabeladas: pág. 151
  7. 7.  Formação de IõesOs átomos têm na sua constituição partículas de carga eléctrica,sendo no entanto electricamente neutros porque: a carga total doselectrões (-) é igual à carga total dos seus protões (+). Catião X+Um átomo pode transformar-se numIÃO se ganhar ou perder electrões.O núcleo de um ião é sempre igual aonúcleo do átomo que lhe deu origem Anião Y-
  8. 8. Número Atómico (Z) de um elemento Chama-se número Atómico de um elemento ao número de protões do seu núcleo atómico, do átomo ou dos seus iões.Número de Massa (A) de um elementoChama-se Número de Massa de um elemento ao número deprotões mais o número de neutrões( nº total de partículas donúcleo) dos átomos ou dos iões.
  9. 9. Para indicar o número atómico e o número de massa de umátomo utiliza-se a seguinte representação atómica. A Número de massa Z X Símbolo do elemento químico Número atómico A=Z+NN=Z-A Nº de Neutrões
  10. 10. Exemplos: Átomo de Cloro Nº de protões (Z) = 17 Nº de neutrões (N) = 35 -17= 18 A 35 N= Z -A Z X  17 Cl Nº de electrões = 17 Pq. Tem que ser igual ao número protões Carga nuclear = +17 Nº de partículas com carga no núcleo Ião Cloreto Nº de protões (Z) = 17 Nº de neutrões (N) = 35 -17= 18 35  Nº de electrões = 17 +1=18 Cl 17 Pq. é um ião negativo tem mais 1 electrão em relação ao átomo do qual deriva Carga nuclear = +17
  11. 11. Isótopos Os Isótopos são átomos do mesmo elemento que diferem no número de massa (A). Nº de protões + Nº de neutrõesVamos então considerar os seguintes Isótopos de Hidrogénio: 1 2 3 1 H 1 H 1 H 1 electrão; 1 electrão; 1 electrão; 1 protão; 1 protão; 1 protão; 0 neutrões 1 neutrões 2 neutrões A diferença está no número de massa mais concretamente no número neutrões

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