Trabalho realizado por:
Adriana Dinis CEF OI1 nº1
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:
20Ca
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.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 elementosCl-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.