Resumo - estrutura atômica

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ESTRUTURA ATÔMICA 
 
 
CONCEITOS IMPORTANTES: 
 
3.1) Número atômico: é o número de 
prótons (p) de um núcleo atômico. 
 Símbolo: Z 
 
Z = p 
 
Obs: O número de prótons identifica um 
átomo. 
 Não conhecemos dois átomos de 
espécies diferentes com o mesmo Z. 
 
3.2) Número de massa: é a soma do 
número de prótons (p) e nêutrons (n) de 
um núcleo atômico. 
 Símbolo: A 
 
A = p + n 
 
3.3) Neutralidade elétrica: em um átomo 
o número de prótons é igual ao número 
de elétrons. 
 Todo átomo é eletricamente 
neutro, ou seja, possui carga elétrica 
zero. 
p = e 
 
 
3.4) Número de nêutrons (n): 
 Sabemos que : A = p + n e Z = p , 
logo: A = Z + n 
 
n = A – Z 
 
3.5) Elemento químico: 
 
É o conjunto de átomos de 
mesmo número atômico (Z). 
 
 Exemplo : 12 C e 14 C 
 6 6 
Cada elemento químico recebe 
um nome e uma abreviação chamada 
símbolo. 
O símbolo de um elemento 
químico é universal, não importando a 
tradução do nome. 
 
Exemplo: 
 
 Português Espanhol Inglês 
 Prata Plata Silver 
 Ag Ag Ag 
 
Regras de simbologia: 
 
a) Inicial maiúscula do nome: 
 
Nome Símbolo 
Hidrogênio H 
Oxigênio O 
Carbono C 
 
b) Inicial maiúscula seguida de outra 
letra minúscula: 
 
Nome Símbolo 
Cálcio Ca 
Cloro Cl 
Bromo Br 
 
c) Elementos cujos símbolos não 
possuem iniciais em Português: 
 
Elementos Nome de origem Símbolo 
 Chumbo Plumbum Pb 
 Enxofre Sulfur S 
Sódio Natrium Na 
Potássio Kalium K 
Fósforo Phosphorus P 
 Ouro Aurum Au 
 Cobre Cuprum Cu 
Prata Argentum Ag 
Antimônio Stibium Sb 
Estanho Stannum Sn 
Estrôncio Strontium Sr 
Mercúrio Hydrargyrum Hg 
 
 
 2 
d) Notação geral de um elemento 
químico: 
 
 A 
 Z 
 A 
 Z 
 A 
 Z 
 
Exemplo : 23Na11 - representa um átomo 
de Sódio que possui 11 prótons, 11 
elétrons e 12 nêutrons. 
 
 
3.6) Íons: são espécies eletricamente 
carregadas, onde o número de prótons 
difere do número de elétrons. 
p ≠ e 
 
Na formação de um íon há perda ou 
ganho de elétrons pelo átomo, logo, o 
átomo e o íon possuem o mesmo 
número de prótons e nêutrons (o núcleo 
permanece inalterado). 
Temos dois tipos de íons: 
 
 cátions: íons positivos formados 
pela perda de elétrons (p  e); 
 
 ânions: íons negativos formados 
pelo ganho de elétrons (p  e). 
 
 
Notação de um íon: 
 
A carga 
 Z 
 
 Exemplo: 40Ca 2+ ou 40Ca+2 ou 40Ca ++ 
 20 20 20 
 
Classificação dos íons quanto ao 
número de cargas: 
monovalente  Exemplos: H+, Cl - 
bivalente  Exemplos: Mg 2+,S 2- 
trivalente  Exemplos: Al 3+, P 3- 
tetravalente  Exemplos: C 4+, C4 - 
 
 
3.7) Cálculo de partículas em moléculas 
e íons moleculares: 
 
 
Exemplo Fórmula Nº de Nº de Nº de 
s s próton
s 
nêutron
s 
elétron
s 
Molécul
a de 
água 
H2O 10 8 10 
Cátion 
amônio 
NH4
+
 11 7 10 
 
 Considere : 1 H , 16 O , 14 N 
 1 8 7 
 Obs: fórmula molecular - H2O e 
fórmula iônica - NH4
+ 
 
 
 RELAÇÕES ENTRE ÁTOMOS: 
 
 
4.1) Isótopos: são átomos de mesmo 
número de prótons (mesmo Z) e 
diferentes números de massa. 
Os isótopos pertencem ao mesmo 
elemento químico, que possuem nos de 
nêutrons diferentes, o que resulta em nos 
de massas diferentes e, possuem as 
mesmas propriedades químicas. 
Podemos, então, redefinir o 
conceito de elemento químico, como o 
conjunto de átomos isótopos. 
 
Obs: Atualmente, já são conhecidos 
isótopos de todos os elementos, embora 
alguns sejam artificiais . 
 
Sejam os átomos isótopos genéricos X: 
 
A1 X Z1 e 
A2X Z2 
 
Podemos dizer que: Z1 = Z2  p1 = p2  
e1 = e2 
A1  A2 
n1  n2 
 
 
 
 Isótopos do hidrogênio: 
 
1H1 - Chamado de prótio ou hidrogênio 
leve. Possui 1 próton e 1 elétron. É o 
único átomo que não possui nêutron. 
Ocorrência na natureza = 99,98 %. 
 
 3 
2H1 ou 
2D1 - Chamado de deutério ou 
hidrogênio pesado. Possui 1 próton, 1 
elétron e 1 nêutron.Ocorrência na 
natureza = 0,02 %. 
3H1 ou 
3T1 - Chamado de trítio ou 
tritério ou hidrogênio muito pesado. 
Possui 1 próton, 1 elétron e 2 nêutrons. 
Ocorrência na natureza = 10 – 7%. 
 
Somente os isótopos de 
hidrogênio têm nomes particulares. Os 
isótopos dos outros elementos químicos 
são diferenciados pela massa. Veja, os 
isótopos do elemento oxigênio e suas 
ocorrências: 
 
16O8  oxigênio – 16 (99,76%), 
17O8  
oxigênio – 17 (0,04%), 18O8  oxigênio 
– 18 (0,20%). 
 
 
4.2) Isóbaros: são átomos de diferentes 
números de prótons (elementos 
diferentes), mas que possuem o mesmo 
número de massa (A). 
 
Sejam os átomos isóbaros genéricos: 
A1 X Z1 e 
A2YZ2 
 
Podemos dizer que: Z1  Z2  p1  p2  
e1  e2 
A1  A2 
n1  n2 
 
Exemplo: 40 Ca e 40 K  A = 40 
 20 19 
 
 
Isótonos: são átomos de diferentes 
números de prótons (elementos 
diferentes), diferentes números de 
massa, porém com mesmo número de 
nêutrons (n). 
Sejam os átomos isótonos genéricos: 
A1 X Z1 e 
A2YZ2 
 
 
Podemos dizer que: Z1  Z2  p1  p2  
e1  e2 
A1  A2 
n1  n2 
 
Exemplo: 37 Cl e 40 Ca  n = 20 
17 20 
 
 
Espécies isoeletrônicas: possuem o 
mesmo número de elétrons. 
 
Exemplos: 
a) 23Na11 
+, 27Al13 
3+ , 20Ne10, 
14N7 
3- 
 nº de elétrons = 10 
 
b) SO4 
2- e 119 Sn50  nº de elétrons = 
50 
 
 
Características: 
 
Os isóbaros diferem entre si nas 
propriedades físicas e químicas. 
Os isótonos diferem entre si nas 
propriedades físicas e químicas. 
Os isótopos diferem nas 
propriedades físicas (ponto de fusão, 
ponto de ebulição, densidade,...), mas 
apresentam as mesmas propriedades 
químicas (reatividade, ligações 
interatômicas).