Grade 9
  1. Matéria e sua natureza  1.1. Introdução à matéria  1.2. Propriedades físicas e químicas da matéria  1.3. Estados da matéria  1.3.1. Estado sólido  1.3.2. Estado fluido  1.3.3. Estado gasoso  1.3.4. Plasma e Condensado de Bose-Einstein  1.4. Mudanças nos estados da matéria  1.4.1. Fusão e solidificação  1.4.2. Evaporação e Condensação  1.4.3. Sublimação e deposição  1.5. Classificação da matéria  1.6. Elementos, Compostos e Misturas  1.7. Substâncias puras e impurezas  1.8. Técnicas de Separação  1.8.1. Filtration  1.8.2. Destilação  1.8.3. Cristalização  1.8.4. Cromatografia  1.8.5. Centrifugação  1.8.6. Sublimação  1.8.7. Decantação e sedimentação
  2. Estrutura Atômica  2.1. Descoberta dos átomos  2.2. Teoria Atômica de Dalton  2.3. Estrutura do átomo  2.4. Partículas subatômicas  2.5. Número atômico e número de massa  2.6. Isótopos e Isóbaros  2.7. Configuração eletrônica  2.8. Modelo atômico de Bohr  2.9. Modelo Atômico Moderno (Modelo Mecânico Quântico - Introdução)  2.10. Valência e ligação química
  3. Reações químicas e equações  3.1. Introdução às Reações Químicas  3.2. Formulação de Equações Químicas  3.3. Balanceamento de Equações Químicas  3.4. Tipos de Reações Químicas  3.4.1. Reações de Combinação  3.4.2. Reações de decomposição  3.4.3. Reações de deslocamento  3.4.4. Reações de dupla troca  3.4.5. Reações Redox  3.4.6. Reações Endotérmicas e Exotérmicas  3.5. Efeitos das reações químicas  3.6. Mudanças de Energia em Reações Químicas  3.7. Catalisadores e seu papel nas reações
  4. Tabela periódica e periodicidade  4.1. História da Classificação Periódica  4.2. Tabela Periódica de Mendeleev  4.3. Tabela Periódica Moderna  4.4. Períodos e grupos na tabela periódica e periodicidade  4.5. Tendências na Tabela Periódica  4.5.1. Tamanho atômico  4.5.2. Energia de Ionização  4.5.3. Afinidade eletrônica  4.5.4. Eletronegatividade  4.5.5. Propriedades Metálicas e Não Metálicas  4.6. Gases nobres e suas propriedades
  5. Ligação química  5.1. Introdução à Ligação Química  5.2. Tipos de ligações químicas  5.2.1. Ligação iônica  5.2.2. Ligação covalente  5.2.3. Ligação metálica  5.2.4. Ligação de hidrogênio  5.2.5. Força de Van der Waals  5.3. Propriedades de Compostos Iônicos e Covalentes  5.4. Estrutura e Geometria Molecular (Teoria VSEPR - Conceitos Básicos)
  6. Ácidos, Bases e Sais  6.1. Introdução aos Ácidos e Bases  6.2. Propriedades dos Ácidos  6.3. Propriedades das bases  6.4. Escala de pH e sua importância  6.5. Indicadores e suas utilizações  6.6. Reações de neutralização  6.7. Força de Ácidos e Bases (Fortes vs. Fracos)  6.8. Preparação de sais  6.9. Usos de ácidos, bases e sais na vida cotidiana
  7. Metais e Não-Metais  7.1. Propriedades Físicas dos Metais  7.2. Propriedades Físicas dos Não Metais  7.3. Propriedades químicas dos metais  7.4. Propriedades Químicas dos Não Metais  7.5. Série de reatividade dos metais  7.6. Extração de metais  7.7. Corrosão e sua prevenção  7.8. utilizações de metais e não metais
  8. Carbono e seus compostos  8.1. Introdução ao Carbono  8.2. Alótropos de carbono (diamante, grafite, fulereno)  8.3. Hidrocarbonetos  8.3.1. Hidrocarbonetos  8.3.2. Alqueno  8.3.3. Alcinos  8.4. Grupos funcionais na química orgânica  8.5. Isomerismo em compostos orgânicos  8.6. Álcoois e Ácidos Carboxílicos  8.7. Sabões e detergentes  8.8. Polímeros (Introdução aos Polímeros Naturais e Sintéticos)
  9. Soluções e Misturas  9.1. Tipos de misturas  9.2. Misturas Homogêneas e Heterogêneas  9.3. Concentração de soluções  9.4. Solubilidade e fatores que afetam a solubilidade  9.5. Suspensões e Coloides  9.6. Soluções saturadas, insaturadas e supersaturadas
  10. Ar e atmosfera  10.1. Composição do ar  10.2. O papel dos gases na atmosfera  10.4. Chuva ácida e seus efeitos  10.5. Efeito estufa e aquecimento global  10.6. Camada de ozônio e sua degradação  10.7. Medidas de controle da poluição do ar
  11. Água e sua importância  11.1. Composição e propriedades da água  11.2. Dureza da água (dureza temporária e permanente)  11.3. Causas da poluição da água  11.4. Efeitos da Poluição da Água  11.5. Métodos de purificação de água (filtração, fervura, cloração)
  12. Química Industrial  12.1. Introdução à Química Industrial  12.2. Produtos químicos industriais importantes (ácido sulfúrico, amônia, hidróxido de sódio)  12.3. Processos químicos na indústria  12.4. Usos da Química Industrial na Vida Diária  12.5. Impacto ambiental dos processos químicos industriais

Grade 9 → Estrutura Atômica ↓


Número atômico e número de massa


Introdução

No estudo da química, os átomos são considerados os blocos de construção básicos da matéria. Compreender as propriedades dos átomos, como seu número atômico e número de massa, é importante para entender a natureza dos diferentes elementos e como eles interagem em reações químicas. Esta lição fornecerá uma explicação detalhada do número atômico e do número de massa, e sua importância na estrutura atômica.

Estrutura Atômica

Para entender o número atômico e o número de massa, primeiro devemos discutir a estrutura atômica básica. Um átomo é composto por três partículas elementares: prótons, nêutrons e elétrons.

Componentes de um átomo

  • Próton: Partícula carregada positivamente encontrada no núcleo de um átomo.
  • Nêutrons: Partículas neutras (sem carga) que estão localizadas no núcleo junto com os prótons.
  • Elétrons: Partículas carregadas negativamente que orbitam o núcleo em diferentes níveis de energia ou camadas.

A disposição dessas partículas define a identidade e as propriedades do átomo. Vamos descobrir como isso está relacionado ao número atômico e ao número de massa.

Número atômico

O número atômico de um elemento é o número de prótons no núcleo de um átomo desse elemento. É representado pelo símbolo Z e é importante pois define a identidade do elemento.

Por exemplo, todos os átomos com número atômico 6 são átomos de carbono. Isso porque o carbono tem 6 prótons em seu núcleo. Da mesma forma, qualquer átomo com número atômico 8 é oxigênio, que tem 8 prótons.

Exemplo visual de número atômico

6 Carbono (C) 8 Oxigênio (O)

No exemplo visual acima, o número atômico dentro do círculo do núcleo representa o número de prótons específico de cada elemento.

Importância do número atômico

O número atômico é importante por várias razões:

  • Identificação do Elemento: O número atômico identifica unicamente um elemento químico.
  • Posição na Tabela Periódica: Os elementos são organizados na tabela periódica em ordem crescente de número atômico.
  • Configuração eletrônica: O número atômico determina o número de elétrons e também a disposição desses elétrons em níveis de energia ao redor do núcleo.

Exemplos de número atômico

  • Hidrogênio: Número atômico é 1. Hidrogênio tem 1 próton.
  • Hélio: Número atômico é 2. Hélio tem 2 prótons.
  • Alumínio: O número atômico é 13. Alumínio tem 13 prótons.

Número de massa

O número de massa de um átomo é a soma do número de prótons e nêutrons presentes em seu núcleo. É representado pelo símbolo A

Ao contrário do número atômico, o número de massa não é fixo para todos os átomos de um elemento devido à presença de isótopos. Isótopos são diferentes formas do mesmo elemento, onde os átomos têm o mesmo número atômico, mas diferentes números de massa devido a diferentes números de nêutrons.

A fórmula para calcular o número de massa é: 

Número de Massa (A) = Número de Prótons (Z) + Número de Nêutrons (N)

Exemplo visual de número de massa

Prótons: 6 Nêutrons: 6 Número de massa: 12

No exemplo visual acima, o número de massa do carbono é mostrado como 12. Isto é calculado somando os 6 prótons e 6 nêutrons encontrados no núcleo de um átomo típico de carbono.

Importância do número de massa

O número de massa é importante por algumas razões:

  • Determinação de Isótopos: Os isótopos são identificados por seus diferentes números de massa.
  • Massa atômica: O número de massa está intimamente relacionado com a massa atômica, que é uma média que reflete todos os isótopos e suas abundâncias.
  • Propriedades nucleares: As propriedades do núcleo, como estabilidade e propriedades radioativas, são afetadas pela distribuição de prótons e nêutrons.

Exemplos de número de massa

  • Carbono-12: 6 prótons e 6 nêutrons; número de massa = 12.
  • Carbono-14: 6 prótons e 8 nêutrons; número de massa = 14. Este isótopo é famoso por seu uso na datação por radiocarbono.
  • Oxigênio-16: 8 prótons e 8 nêutrons; número de massa = 16.

Diferença entre número atômico e número de massa

É importante fazer uma distinção clara entre o número atômico e o número de massa, pois eles fornecem informações diferentes sobre um átomo:

  • Número atômico é uma propriedade fundamental que permanece constante para cada átomo de um elemento e determina o comportamento químico do elemento.
  • O número de massa pode variar entre átomos do mesmo elemento se forem considerados diferentes isótopos devido a diferenças no número de nêutrons.
  • O número atômico determina o número de elétrons e prótons e tem um impacto direto na identidade e propriedades químicas.
  • O número de massa define a massa isotópica relativa e é importante ao olhar para reações nucleares e decaimentos em física.

Conclusão

Compreender o número atômico e o número de massa é importante no estudo dos átomos na química. Enquanto o número atômico (prótons) define a que elemento um átomo pertence, o número de massa (prótons + nêutrons) fornece mais informações detalhadas sobre o isótopo específico desse elemento. Esses números são essenciais para trabalhar com símbolos químicos, compreender a tabela periódica, prever reações químicas e estudar massa atômica e isótopos.

Através do número atômico e número de massa, cientistas e estudantes podem determinar as propriedades essenciais dos elementos e aprender mais sobre o mundo atômico.


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