Os elementos químicos

1. Trabalho realizado por:Adriana Dinis CEF OI1 nº1 Os elementos químicos

2. 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.

3. 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.

4. 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.

5. Símbolos químicos dos elementos

6. 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: 20Ca

7. 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 o que caracteriza um elemento é apenas o seu número atómico. O número de massa permite, assim, identificar os diferentes isótopos de um elemento químico.Ohidrogénio, 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.

8. 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 elementosCl-35 e Cl-37. .

9. 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 (“atomicmassunit”, 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 StanislaoCannizzaro 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.

10. Conclusão • Com este trabalho conclui que existem vários elementos.