Massa Atómica Relativa

Massa Atómica Relativa

Se reparares, na tabela periódica, do canto superior direito, observas um número decimal. Esse número decimal nunca é inteiro! E corresponde à massa atómica relativa representada por Ar

A massa atómica é relativa a um padrão estabelecido de medida da massa. Seria impossível medir a massa de um átomo em gramas (g) pois este seria demasiado grande, o que causaria muitas casas decimais. Usa-se assim como padrão o átomo mais leve presente na natureza, o do hidrogénio. (Actualmente não se usa o átomo hidrogénio, mas sim outro, mas no 9º ano apenas é pedido saber-se com o átomo hidrogénio.)

Ar  (Ag) = (107 x 51,8 + 109 x 48,2)/100 = 107,9

107 - nº de massa do isótopo natural do elemento químico Ag (prata)

51,8 - abundância do isótopo 107 na natureza

109 - nº de massa do isótopo natural do elemento químico Ag (prata)

48,2 - abundância do isótopo 109 na natureza

107,9 - massa relativa do elemento químico Ag

Podemos concluir que... a massa atómica relativa de um elemento químico é a média ponderada do nº de massa de cada isótopo e da sua abundância na natureza.

Distribuição Electrónica

Distribuição Electrónica

Começamos a distribuição dos electrões pelos níveis (n) mais baixos de energia (n=1) depois de totalmente preenchido passamos a distribuir o resto dos átomos por níveis de energia cada vez maiores (n=2) seguido por (n=3) e por aí em diante.

À medida que o nível de energia aumenta o nº máximo de electrões aumenta também havendo uma regra de proporcionalidade directa.

O número máximo de electrões possível por nível de energia é dado pela expressão 2nxn (por tanto é 2 vezes o nível de energia ao quadrado. Exemplo: Quantos electrões posso colocar no nível de energia 3? 2(3x3)= 2x9 = 18)

n=1 2x(1x1) = 2x1 = 2 electrões

n=2 2x(2x2) = 2x4 = 8 electrões

n=3 2x(3x3) = 2x9 = 18 electrões

n=4 2x(4x4) = 2x16 = 32 electrões

............................

Porém, para fazermos a distribuição dos electrões pelos níveis de energia existem regras:

- No primeiro nível têm de existir obrigatoriamente 2 electrões;

- Do segundo para a frente têm sempre de existir 8 electrões para podermos passar ao nível de energia seguinte;

- Não se pode preencher um nível de energia com mais de 8 electrões e menos do máximo possível.

- O último nível de energia tem de ter no máximo 2 electrões (se o átomo em causa tiver 1 ou 2 electrões - ou seja só ocupe o primeiro nível de energia) ou 8 electrões.

EXEMPLOS:

Formação dos Iões

Os iões são partículas formadas a partir de átomos que ganham ou perdem electrões ficando assim com cargas positivas (catiões) ou negativas (aniões).

Mas como sabemos o que é que perde ou o que é que ganha electrões? Usamos a distribuição electrónica dos electrões pelos níveis de energia.

Olhamos para os átomos de valência, que são o último nível de energia na distribuição. Sabemos que o máximo é dois se os electrões estiverem a ser distribuídos pelo primeiro nível de energia apenas ou oito se estivermos a distribuir os electrões por dois ou mais níveis de energia.

Se o nº de átomos de valência estiver perto do nº máximo de electrões de valência este átomo vai receber electrões, tornando-se um anião.

Se o nº de átomos de valência estiver longe do nº máximo de electrões de valência este átomo vai perder electrões, tornando-se um catião.

Um átomo apenas pode perder ou ganhar 3 electrões!!!

Sabendo que o átomo cloreto tem número atómico de 17, que ião é provável este formar?

17Cl : 2 - 8 - 7   ---> O átomo tem 7 electrões de valência, como o número máximo é 8 e quando tem 8 este fica estável, sabendo que pode ganhar até 3 electrões concluímos que o átomo vai ganhar 1 electrão ficando assim um anião.

17Cl : 2 - 8 - 7   ------- + 1e- ------------------> 17Cl - : 2 - 8 - 8

Mas atenção pois o número atómico (17) não se altera!

Apesar do átomo receber um electrão o número de protões mantém-se o inicial.

Sabendo que o átomo sódio tem número atómico de 11, que ião é provável este formar?

11Na : 2 - 8 - 1   ---> O átomo tem 1 electrão de valência, como o número máximo é 8 e quando tem 8 este fica estável, sabendo que pode perder até 3 electrões concluímos que o átomo vai perder 1 electrão ficando assim um catião.

11Na : 2 - 8 - 1   ------- - 1e- ------------------> 11Na +: 2 - 8

Estrutura Atómica

Estrutura Atómica

O átomo é uma partícula neutra e é a base da constituição de tudo existente na natureza. O átomo é formado por:

Núcleo Atómico - protões (carga eléctrica positiva)

                        neutrões (carga eléctrica neutra)

Nuvem Electrónica - electrões (carga negativa)

Sabendo que o átomo é uma partícula neutra (ou seja, sem carga eléctrica) ficamos a saber que o número de protões (carga positiva) e de electrões (carga negativa) é o mesmo.

Como já foi ensinado no oitavo ano, a representação dos elementos químicos é feita com letras, a primeira maiúscula e as seguintes (se as tiver) minúsculas. A esse conhecimento vamos adicionar mais dois valores.

Z - nº atómico (o nº atómico é o nº de protões)

A - nº de massa (calcula-se fazendo Z + N)

N - nº de neutrões

Chama-se à representação do elemento químico nuclido.

Isótopos - São átomos do mesmo elemento químico, ou seja, tem o mesmo nº atómico (= nº de protões) mas diferente nº de massa (A=Z+N), logo sabemos que o único número que difere é o número de neutrões.

Todos estes três átomos são isótopos do elemento químico Li (lítio) pois têm o mesmo nº atómico (3 protões e 3 neutrões) variando apenas no nº de massa (o primeiro tem 6-3=3 neutrões, o segundo tem 7-3=4 neutrões e o terceiro tem 8-3=5 neutrões).